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Couples oxydant-réducteur et demi-équations

Identifier l'oxydant et le réducteur dans un couple donné, écrire les demi-équations électroniques et établir l'équation bilan de la réaction d'oxydoréduction.

Duree estimee : 20 min

1. Comprendre l'échange d'électrons

Imagine un marché où la monnaie d'échange n'est pas l'argent, mais les électrons. En chimie, certaines espèces arrachent des électrons aux autres, tandis que d'autres acceptent de les céder. C'est le principe de l'oxydoréduction.

Schéma minimaliste sur fond blanc : à gauche un cercle bleu, à droite un cercle rouge. Une petite bille jaune représentant un électron quitte le cercle rouge pour aller vers le cercle bleu. — Une réaction d'oxydoréduction est donc un transfert d'électrons entre deux espèces chimiques.

Un Oxydant est une espèce chimique capable de capter (gagner) un ou plusieurs électrons. Par exemple, l'ion cuivre $C u^{2 +}$ est un oxydant car il peut gagner 2 électrons pour devenir du cuivre métallique.

Un Réducteur est une espèce chimique capable de céder (perdre) un ou plusieurs électrons. Par exemple, le métal zinc $Z n$ est un réducteur car il peut perdre 2 électrons.

Moyen mnémotechnique : l'Oxydant est "méchant", il pique les électrons (il gagne). Le Réducteur, lui, les Rends (il perd).

2. Le couple Oxydant / Réducteur

Ces espèces vont par deux. Quand un oxydant capte des électrons, il se transforme en son réducteur conjugué. Ils forment un couple noté $O x / R e d$ .

Dans la notation

O x / R e d

, l'oxydant est toujours écrit à gauche. Exemple :

C u^{2 +} / C u

Z n^{2 +} / Z n

On symbolise ce passage par une demi-équation électronique. On utilise le signe égal ( $=$ ) ou une double flèche. Les électrons ( $e^{-}$ ) sont ajoutés du côté de l'oxydant pour équilibrer les charges.

Pour le couple

C u^{2 +} / C u

, la demi-équation est :

C u^{2 +} + 2 e^{-} = C u

. Vérifions la charge :

(+ 2) + (- 2) = 0

. C'est neutre, comme l'atome de cuivre à droite.

Ne confonds pas avec les réactions acide-base ! Une réaction acide-base échange des protons

H^{+}

, alors qu'une oxydoréduction échange des électrons

e^{-}

3. Méthode : Équilibrer une demi-équation

En solution aqueuse, l'eau et les ions hydrogène interviennent souvent. Prenons l'exemple du couple permanganate : $M n O_{4}^{-} / M n^{2 +}$ .

Étape 1 : Conserver l'élément principal. Ici le Manganèse ( $M n$ ). On en a 1 de chaque côté, c'est bon.

Étape 2 : Conserver l'oxygène ( $O$ ) en ajoutant de l'eau ( $H_{2} O$ ). Il y a 4 oxygènes dans $M n O_{4}^{-}$ , on ajoute donc $4 H_{2} O$ de l'autre côté.

Étape 3 : Conserver l'hydrogène ( $H$ ) en ajoutant des ions hydrogène ( $H^{+}$ ). Les $4 H_{2} O$ apportent $8 H$ . On ajoute donc $8 H^{+}$ à gauche.

Étape 4 : Conserver la charge avec des électrons ( $e^{-}$ ). À gauche, on a $- 1 + 8 = + 7$ . À droite, on a $+ 2$ . Pour descendre de $+ 7$ à $+ 2$ , il faut ajouter 5 charges négatives ( $5 e^{-}$ ) à gauche.

Résultat :

M n O_{4}^{-} + 8 H^{+} + 5 e^{-} = M n^{2 +} + 4 H_{2} O

4. L'équation de réaction (bilan)

Dans la réalité, les électrons ne sont pas libres. Ils passent directement du Réducteur 1 vers l'Oxydant 2. Pour obtenir l'équation bilan, on additionne les deux demi-équations.

Règle d'or : le nombre d'électrons cédés doit être strictement ÉGAL au nombre d'électrons gagnés. Tu dois souvent multiplier toute une demi-équation par un coefficient pour ajuster ce nombre.

Exemple : Le fer

F e^{2 +}

perd

1 e^{-}

(

F e^{2 +} = F e^{3 +} + e^{-}

), mais le permanganate en veut 5. On doit prendre 5 fois l'équation du fer. Au bilan :

1 M n O_{4}^{-}

réagira avec

5 F e^{2 +}

Attention : Il ne doit jamais rester d'électrons (

e^{-}

) dans l'équation bilan finale. S'il en reste, c'est que tu as mal ajusté tes coefficients multiplicateurs.

Méthode : écris les demi-équations, ajuste le nombre d'électrons pour qu'il soit identique, et additionne tout (gauche avec gauche, droite avec droite).

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