Réactions redox

Réactions d’oxydo-réduction – concepts clés

État d’oxydation

L’état d’oxydation d’un élément chimique est la charge hypothétique qui pourrait s’accumuler sur un atome d’un élément particulier contenu dans un composé chimique si toutes les liaisons chimiques de ce composé étaient ioniques. Dans la pratique, cette situation ne se produit pas toujours (décomposition d’un composé en cations et anions individuels), c’est pourquoi l’état d’oxydation doit être traité comme un concept conventionnel. L’état d’oxydation est égal à la charge d’un ion particulier, il prend donc des valeurs positives ou négatives. Il est désigné par un chiffre romain placé après le symbole d’un élément chimique. Les éléments dans différents états d’oxydation ont des propriétés d’oxydo-réduction différentes.

Oxydation

Lors de l’oxydation (déélectronation), le réducteur augmente son état d’oxydation, c’est à dire donne des électrons à l’oxydant. Ni l’oxydation ni la réduction ne peuvent se dérouler indépendamment car les électrons donnés par une entité chimique doivent être immédiatement acceptés par l’autre pour que la réaction opposée ait lieu.

Réduction

Lors de la réduction (électronation), l’oxydant abaisse son état d’oxydation en acceptant des électrons, c’est-à-dire que la réduction consiste à prendre des électrons. Les éléments chimiques qui font cela sont appelés oxydants.

Réaction de disproportion (dismutation)

La réaction de dismutation est l’un des types de réactions redox. Dans la littérature, on peut également retrouver le terme : réaction de dismutation. Sa particularité est qu’au cours d’une réaction redox, le même élément est simultanément oxydé et réduit. Pour qu’une disproportion ait lieu, l’élément en question doit avoir au moins trois états d’oxydation différents. Si cette condition est remplie, le composé qui est à l’état d’oxydation intermédiaire est beaucoup moins stable par rapport aux deux autres états. les réactions de disproportion se déroulent spontanément. Les atomes comme le soufre, l’azote, le phosphore ou le manganèse sont sensibles à ce type de réaction redox.

Réaction de synproportion

La réaction de synproportionation, comme la disproportionation, est également un type de réaction redox. Ce processus se produit lorsque deux composés chimiques différents contenant le même élément dans des états d’oxydation différents réagissent entre eux. À la suite de la réaction d’oxydo-réduction, un autre composé contenant cet élément dans un nouvel état d’oxydation est formé.

Balance électronique

Dans chaque réaction d’oxydo-réduction qui a lieu, le même nombre d’électrons est échangé. Si, dans un processus particulier, le réducteur donne, par exemple, deux électrons, l’autre de la paire, l’oxydant, acceptera également deux électrons dans sa couche électronique. Cette situation est appelée ce qu’on appelle la balance électronique de la réaction. Pour une réaction redox complète, cet équilibre devrait être nul.

Comment se produisent les réactions redox ?

La base de toute réaction redox est l’oxydation et la réduction. En tenant compte de ces éléments, tout processus peut être écrit à l’aide de ce que l’on appelle les demi-équations, dans lesquelles seuls les atomes donnant ou acceptant des électrons sont spécifiés. Ainsi, toute la réaction redox consiste, en quelque sorte, à donner et à prendre des électrons. Seuls les éléments présents à plus d’un état d’oxydation dans les composés chimiques peuvent le faire. Connaître ses états dans des entités chimiques individuelles est essentiel pour écrire et équilibrer correctement les réactions redox. Lors de l’équilibrage des électrons, en plus d’écrire correctement les demi-équations, les réactions d’oxydation et de réduction ainsi que l’oxydant et le réducteur, respectivement, doivent être indiquées. Les oxydants comprennent le plus souvent des éléments hautement électronégatifs (groupes 16 et 17 du tableau périodique ), des ions métalliques dans des états d’oxydation plus élevés, des ions de métaux nobles et des acides oxydants (par exemple l’acide nitrique (V) , l’acide sulfurique (VI) et leurs mélanges avec d’autres acides non oxydants. -acides oxydants). Les oxydants les plus courants sont des composés tels que KMnO ₄ , K ₂ Cr ₂ O ₇ , KClO ₃ ou K ₂ S ₂ O ₈ . Les réducteurs, quant à eux, sont des éléments électropositifs (généralement des groupes 1 et 2 du tableau périodique), des métaux à l’état d’oxydation zéro, de l’hydrogène moléculaire, du carbone, du monoxyde de carbone et des anions d’acides inorganiques. Les réducteurs les plus populaires sont : Na, Mg, Fe ²⁺ , Cl ^– , Br ^– , SCN ^– . La formule de la réaction redox indique en outre le nombre d’électrons échangés au cours du processus. Le déroulement de cet échange électronique est déterminé par le potentiel rédox des réactifs impliqués. En d’autres termes, on peut l’appeler potentiel de demi-cellule ou potentiel électronique. Par définition, plus la différence de potentiel dans le système est grande, plus la force motrice de l’ensemble de la réaction d’oxydo-réduction est grande.

Des réactions redox peuvent-elles être observées dans la vie quotidienne ?

Il peut sembler que les réactions redox n’apparaissent que sur les pages des manuels scolaires et dans les cours de chimie. Cependant, rien ne pourrait être plus éloigné de cela. Ce genre de réactions nous accompagnent au quotidien. Il vaut la peine d’en apprendre davantage sur eux pour observer avec une meilleure compréhension les processus et l’environnement qui nous entourent. Voici des exemples de réactions redox quotidiennes que chacun de nous a certainement rencontrées :

• Corrosion des métaux – c’est le processus de détérioration le plus courant des métaux et de leurs alliages. Elle résulte du contact de la surface du matériau considéré avec l’environnement et les conditions atmosphériques. En ce qui concerne les mécanismes des processus de corrosion, le plus courant est la corrosion électrochimique, qui se produit dans un environnement électrolytique, dans des gaz humides ou dans un sol très humide. À l’endroit où se produit la corrosion, se forme ce qu’on appelle une cellule de corrosion, dans laquelle se produisent des réactions d’oxydo-réduction des électrodes. La détérioration du métal se produit toujours dans la zone anodique. Là, les électrons sont donnés par le métal, qui s’oxyde et passe sous forme d’ions dans la solution électrolytique. Les charges libérées migrent vers la cathode. Là, ils se combinent avec des ions ou des atomes qui ont la capacité d’accepter des électrons. Il s’agit le plus souvent d’atomes d’oxygène de l’air (sur la cathode, ils seront réduits en ions hydroxyde) ou d’ions d’hydrogène (ils seront réduits en hydrogène moléculaire). À la cathode, l’un ou l’autre de ces processus, ou les deux, peuvent avoir lieu en même temps.
• Photosynthèse – c’est un processus qui nous accompagne chaque jour. Pendant la photosynthèse, les cellules convertissent le dioxyde de carbone atmosphérique et l’eau en glucose et en oxygène grâce à l’énergie solaire. Comme de nombreux processus biochimiques se produisant dans les organismes vivants, la photosynthèse implique également de modifier les états d’oxydation des éléments qui composent les réactifs. Dans cette réaction redox, l’atome d’oxygène de la molécule d’eau est oxydé en oxygène moléculaire. Par conséquent, la molécule d’eau est le donneur d’électrons, ou le réducteur. L’accepteur de la charge résultante, ou oxydant, est le dioxyde de carbone. Ses atomes de carbone constitutifs au quatrième état d’oxydation sont réduits à l’état d’oxydation zéro.
• Cellules galvaniques – les cellules sont des agencements de deux électrodes, immergées dans le même électrolyte (ou dans des électrolytes différents), qui sont reliées entre elles au moyen d’un circuit externe. Chaque électrode immergée dans son propre électrolyte (demi-cellule) présente un certain potentiel. La différence de potentiel qui en résulte, c’est-à-dire le flux de courant (électrons), est provoquée par les réactions d’oxydo-réduction. Des demi-processus ont lieu à chaque électrode. À l’anode, à la suite de la réaction d’oxydation, des électrons sont donnés, qui sont ensuite acceptés par la deuxième électrode – la cathode – dans la réaction de réduction. Les appareils utilisant des cellules galvaniques les plus courants sont les batteries, qui constituent une source d’énergie pour les voitures par exemple. Le plomb-acide le plus courant est composé de deux électrodes. L’un est en plomb pur et l’autre est recouvert d’oxyde de plomb (IV). Les deux sont immergés dans 37 %d’acide sulfurique (VI). Il permet un libre échange d’électrons entre la cathode et l’anode. Pendant le fonctionnement de la batterie, des réactions d’oxydo-réduction commencent à se produire. Dans ce cas, l’anode est l’électrode en plomb. Le plomb commence à s’oxyder et passe de l’état d’oxydation zéro au deuxième état d’oxydation. Dans le même temps, deux électrons sont libérés et migrent vers la cathode via l’électrolyte. C’est là que commence le processus de réduction du plomb du quatrième état d’oxydation en plomb (II), c’est-à-dire que l’oxyde de plomb (IV) est transformé en sulfate de plomb (II). Dans le cas d’une batterie, la réaction redox est une source d’énergie qui peut être utilisée pour alimenter de nombreux appareils.