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Fiche de révision : Oxydoréduction

Révision complète des concepts clés de l'oxydoréduction pour le Baccalauréat en Physique-Chimie.

Définitions et concepts de base

L'oxydoréduction (ou redox) est un ensemble de réactions chimiques impliquant un transfert d'électrons entre deux espèces chimiques. L'oxydation est la perte d'électrons par une espèce chimique, tandis que la réduction est le gain d'électrons par une espèce chimique. Ces deux processus se produisent simultanément : une espèce est oxydée tandis qu'une autre est réduite. Une espèce chimique qui perd des électrons (est oxydée) est appelée réducteur, car elle provoque la réduction d'une autre espèce. Réciproquement, une espèce chimique qui gagne des électrons (est réduite) est appelée oxydant, car elle provoque l'oxydation d'une autre espèce. On utilise souvent l'acronyme LEO dit GER (Lose Electrons Oxidation, Gain Electrons Reduction) pour se souvenir de la relation entre la perte/gain d'électrons et l'oxydation/réduction.

Nombre d'Oxydation (NO)

Le nombre d'oxydation (NO) est une charge hypothétique qu'un atome aurait si tous ses liaisons étaient ioniques. C'est un outil utile pour suivre le transfert d'électrons dans une réaction redox. Voici quelques règles pour déterminer le NO:

  1. Le NO d'un atome dans un élément à l'état libre est 0 (ex: NO(Fe) = 0, NO(O2) = 0).
  2. Le NO d'un ion monoatomique est égal à sa charge (ex: NO(Na+) = +1, NO(Cl-) = -1).
  3. Le NO de l'oxygène est généralement -2, sauf dans les peroxydes (ex: H2O2) où il est -1, et avec le fluor (ex: OF2) où il est +2.
  4. Le NO de l'hydrogène est généralement +1, sauf dans les hydrures métalliques (ex: NaH) où il est -1.
  5. La somme des NO dans une molécule neutre est 0.
  6. La somme des NO dans un ion polyatomique est égale à la charge de l'ion.
Exemple: Détermination du NO du manganèse (Mn) dans l'ion permanganate (MnO4-): * NO(O) = -2 * Somme des NO = -1 (charge de l'ion) * NO(Mn) + 4 * NO(O) = -1 * NO(Mn) + 4 * (-2) = -1 * NO(Mn) = +7

Équilibrage des réactions redox

L'équilibrage des réactions redox est essentiel pour assurer la conservation de la masse et de la charge. Il existe plusieurs méthodes pour équilibrer les réactions redox, dont la méthode des demi-équations (ou équations ioniques partielles). Voici les étapes générales pour équilibrer une réaction redox en utilisant la méthode des demi-équations en milieu acide:

  1. Séparer la réaction globale en deux demi-équations : une d'oxydation et une de réduction.
  2. Équilibrer chaque demi-équation séparément :
    1. Équilibrer tous les atomes sauf O et H.
    2. Équilibrer l'oxygène en ajoutant des molécules d'eau (H2O).
    3. Équilibrer l'hydrogène en ajoutant des ions hydrogène (H+).
    4. Équilibrer la charge en ajoutant des électrons (e-).
  3. Multiplier chaque demi-équation par un facteur approprié pour que le nombre d'électrons perdus dans l'oxydation soit égal au nombre d'électrons gagnés dans la réduction.
  4. Additionner les deux demi-équations.
  5. Simplifier l'équation résultante en éliminant les espèces identiques qui apparaissent des deux côtés de l'équation.
En milieu basique, ajouter des ions OH- pour neutraliser les H+ formés, en veillant à ajouter autant de OH- des deux côtés de l'équation. Combiner les H+ et OH- pour former H2O, puis simplifier.

Applications de l'oxydoréduction

Les réactions d'oxydoréduction sont omniprésentes dans notre environnement et ont de nombreuses applications, notamment: * La combustion: Réaction rapide entre un combustible et un comburant (généralement l'oxygène) avec dégagement de chaleur et de lumière. * La corrosion: Oxydation d'un métal par un agent oxydant (ex: rouille du fer). * La respiration cellulaire: Processus biologique par lequel les organismes vivants produisent de l'énergie à partir de la dégradation de molécules organiques (ex: glucose). * Les piles et batteries: Dispositifs électrochimiques qui convertissent l'énergie chimique en énergie électrique grâce à des réactions redox spontanées. * L'électrolyse: Utilisation d'un courant électrique pour forcer une réaction redox non spontanée (ex: électrolyse de l'eau pour produire de l'hydrogène et de l'oxygène). * Le blanchiment: Utilisation d'agents oxydants (ex: hypochlorite de sodium) pour décolorer les substances colorées.

Ce qu'il faut retenir

  • Oxydation : Perte d'électrons.
  • Réduction : Gain d'électrons.
  • Réducteur : Espèce qui perd des électrons (s'oxyde).
  • Oxydant : Espèce qui gagne des électrons (se réduit).
  • Nombre d'oxydation (NO) : Charge hypothétique d'un atome si toutes ses liaisons étaient ioniques.
  • Méthode des demi-équations : Technique pour équilibrer les réactions redox.
  • Applications : Combustion, corrosion, respiration cellulaire, piles et batteries, électrolyse.

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FAQ

  • Comment identifier l'oxydant et le réducteur dans une réaction redox?

    L'oxydant est l'espèce qui subit une réduction (gagne des électrons), et le réducteur est l'espèce qui subit une oxydation (perd des électrons).
  • Quel est l'intérêt de connaître le nombre d'oxydation d'un élément?

    Le nombre d'oxydation permet de suivre le transfert d'électrons lors d'une réaction redox et d'équilibrer correctement les équations chimiques.
  • Quelle est la différence entre une pile et une électrolyse?

    Une pile convertit l'énergie chimique en énergie électrique grâce à une réaction redox spontanée, tandis que l'électrolyse utilise un courant électrique pour forcer une réaction redox non spontanée.