Réaction d'oxydo-réduction
Une réaction d'oxydo-réduction (on utilise parfois l'abréviation rédox) est une transformation de la matière à l'échelle atomique par déplacement d'électrons. C'est une réaction chimique s'accompagnant d'un courant électrique.
Une réaction d'oxydo-réduction peut se décomposer en deux sous-étapes : une oxydation et une réduction.
De manière intuitive, on est tenté de définir une oxydation comme étant la combinaison d'un corps avec l'oxygène. Ainsi, pour Antoine Lavoisier, les réactions d'oxydation ou de réduction mettent nécessairement en jeu l'oxygène. Une oxydation est vue comme un gain d'oxygène, une réduction comme une perte d'oxygène.
Voici dans ce cadre un exemple d'oxydation :
Et de réduction :
Cependant ce n'est qu'au XXième siecle, après la découverte de l'électron (J.J. Thomson, 1897) et l'introduction du modèle atomique de Bohr (1913) que les réactions chimiques ont été réexaminées à la lumière de ces nouveaux modèles et que des similitudes observées permirent de dégager progressivement le concept actuel d'oxydo-réduction qui s'exprime en termes de transferts d'électrons.
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Définitions
Dans une oxydo-réduction, l'élément qui perd un ou des électron(s) est appelé réducteur, l'élément qui gagne des électron(s) est appelé oxydant. Le réducteur s'oxyde (réaction d'oxydation), l'oxydant se réduit (réaction de réduction). L'oxydo-réduction se compose donc de deux demi-réactions : une oxydation et une réduction.
- Oxydation
- réducteur(1) <——> oxydant(1) + ne-
- Réduction
- oxydant(2) + ne- <——> réducteur(2)
- Oxydo-réduction ("somme" de l'oxydation et de la réduction)
- oxydant(2) + réducteur(1) ——> oxydant(1) + réducteur(2)
exemple :
Ce4+ + e- <——> Ce3+
Fe2+ <——> Fe3+ +e-
d'ou la réaction bilan : Ce4+ + Fe2+ ——> Ce3+ + Fe3+
Un réducteur oxydé est un oxydant, et un oxydant réduit est un réducteur. On définit ainsi le couple oxydant-reducteur (ancien terme : redox) qui se compose de l'oxydant et du réducteur conjugué (l'oxydant réduit). On le note sous la forme : oxydant/réducteur.
On a par exemple les couples oxydant-réducteur suivants Cu2+/Cu et Zn2+/Zn, qui donne la réaction en solution aqueuse :
- Zn(s) + Cu2+(aq) ——> Zn2+(aq) + Cu(s) (oxydo-réduction)
qui peut se décomposer en une réduction et une oxydation :
- Zn(s) <——> Zn2+(aq) + 2e- (réduction)
- Cu2+(aq) + 2e- <——> Cu(s) (oxydation)
Les deux demi-réactions d'oxydation et de réduction peuvent réellement être séparées dans certains cas, ce qui permet de générer un courant électrique (c'est ce qui se passe dans les piles électriques). Dans les autres cas, par exemple dans l'exemple donné, elles n'ont qu'un intérêt formel (les électrons n'existent pas dans l'eau).
On a parfois des réactions plus complexes qui nécessitent d'équilibrer les coefficients stoechiométriques des demi-équations. On peut aussi avoir à rajouter des molécules ou des ions en solution (en fonction du milieu) pour équilibrer.
Par exemple pour la réaction entre le permanganate et une solution de fer :
MnO4-/Mn2+
Fe3+/Fe2+
Fe2+ <——> Fe3+ + e-
MnO4- + 8H+ + 5e- <——> Mn2+ + 4H2O
MnO4- + 8H+ + 5Fe2+ ——> Mn2+ + 4H2O + 5Fe3+
Potentiel d'oxydo-réduction
Le caractère « oxydant » ou « réducteur » n'est pas absolu, mais relatif, dans le cadre d'une réaction chimique. Un élément réducteur dans une réaction peut être oxydant dans une autre. Mais il est possible de construire une échelle de force oxydante (ou, dans l'autre sens, de force réductrice) : c'est le potentiel d'oxydo-réduction, qui se mesure en volt. En outre, ce potentiel peut dépendre du contexte chimique et notamment du pH, et même du contexte physique : les effets de la lumière sont mis à profit aussi bien par la nature dans la photosynthèse, que par l'homme dans la photographie.
Voir l'article détaille Potentiel d'oxydo-réduction.