Oxydation - Reduction, oxydoreduction

Oxydation-Réduction - Réactions "Rédox"

Réactions au cours desquelles des atomes ou des ions subissent des changements dans leur structure électronique.

L'oxydation se définit par:

la perte d'électrons par un atome ou un ion.
et aussi par la combinaison d'oxygène avec d'autres substances.

La réduction se définit par:

le gain d'électrons par un atome ou un ion.
et aussi par la "réduction" d'une substance en ses composants.

Comment savez-vous
qu'il s'agit d'une équation "Rédox"?

Réponse

Oxydation et Réduction doivent toutes deux se passer dans une réaction Rédox.

Si une particule gagne des électrons dans une réaction, une autre particule doit les perdre. Vous pouvez trouver le nombre d'oxydation des éléments dans le tableau périodique. Bien que ces informations soient importantes, les règles suivantes doivent vous guider lors de travaux comportant des équations Rédox.

Règles pour assigner les nombres d'oxydation:

Le nombre d'oxydation d'un élément libre = 0.
Le nombre d'oxydation d'un ion monoatomique = charge de l'ion.
Le nombre d'oxydation de l'hydrogène = + 1 et rarement - 1.
Le nombre d'oxydation de l'oxygène = - 2 et dans les peroxydes - 1.
La somme des nombres d'oxydation dans un ion polyatomique = charge de l'ion.
Les nombres d'oxydation des éléments des groupes 1 et 2 ainsi que de l'aluminium sont toujours ceux donnés par le tableau périodique.

Le nombre d'oxydation des éléments non couverts par ces règles doivent être "calculés" en utilisant les nombres d'oxydation connus dans un composé.

Exemple #1:

K₂CO₃

selon la règle,
K est + 1

selon la règle,
O est - 2

Pour calculer C
La somme de tous les nombres d'oxydation dans cette formule est égale à 0. Multiplier l'indice par le nombre d'oxydation pour chaque élément:

K = (2) ( + 1 ) = + 2
O = (3) ( - 2 ) = - 6
donc C = (1) ( + 4 ) = + 4

Exemple #2:

HSO₄^-

selon la règle,
H est + 1

selon la règle,
O est - 2

Pour calculer S
La somme de tous les nombres d'oxydation dans cette formule est égale à -1. Multiplier l'indice par le nombre d'oxydation pour chaque élément:

H = (1) ( + 1 ) = + 1
O = (4) ( - 2 ) = - 8
donc S = (1) ( + 6 ) = + 6

Pour s'exercer:

Utilisez les règles ci-dessus pour déterminer le nombre d'oxydation de l'élément indiqué dans chaque formule:

1. Sb dans Sb₂O₅
2. N dans Al(NO₃)₃
3. P dans Mg₃(PO₄)₂
4. S dans (NH₄)₂SO₄
5. Cr dans CrO₄^-2

6. Cl dans ClO₄^-
7. B dans NaBO₃
8. Si dans MgSiF₆
9. I dans IO₃^-
10. N dans (NH₄)₂S

11. Mn dans MnO₄^-
12. Br dans BrO₃^-
13. Cl dans ClO^-
14. Cr dans Cr₂O₇^-2
15. Se dans H₂SeO₃

Agents réducteurs et agents oxydants

Agent réducteur - le réactif qui donne des électrons.
L'agent réducteur contient l'élément qui est oxydé (qui perd des électrons).
Si une substance perd facilement des électrons, on dit qu'elle est un agent réducteur fort.

Agent oxydant: - le réactif qui gagne des électrons.
L'agent oxydant contient l'élément qui est réduit (gagne des électrons).
Si une substance gagne facilement des électrons, on dit qu'elle est un agent oxydant fort.

Exemple: Fe₂O_{3 (cr)} + 3CO_(g) 2Fe_(l) + 3CO_{2 (g)}

Notez que le nombre d'oxydation de C va de +2 à gauche à +4 à droite.
L'agent réducteur est CO parce qu'il contient C qui perd des e^-.

Notez que le nombre d'oxydation de Fe va de +3 à gauche à 0 à droite.
L'agent oxydant est Fe₂O₃parce qu'il contient Fe qui gagne des e^-.

Repérage des agents réducteurs et oxydants

La flèche supérieure indique la demi-réaction de réduction et la fkèche inférieure la demi-réaction d'oxydation.
Pour s'exercer:
Dans toute équation Rédox , au moins une particule gagnera des électrons et au moins une particule perdra des électrons. Cela est révélé par un changement dans le nombre d'oxydation de la particule d'un côté de l'équation à l'autre. Pour chaque réaction ci-dessous, dessine des flèches et indique les nombres d'oxydation comme dans cet exemple. La flèche supérieure indique l'élément qui gagne des électrons (réduction)et la flèche inférieure indique l'élément qui perd des électrons (oxydation). Une flèche indique quel atome de chaqun de ces éléments gagne ou perd des électrons.

Voici la première chose à faire pour équilibrer une réaction Rédox. Apprends à bien la faire.

1. Mg + O₂ MgO
2. Cl₂ + I^- Cl^- + I₂
3. MnO₄^- + C₂O₄^-2 Mn⁺² + CO₂
4. Cr + NO₂^- CrO₂^- + N₂O₂^-2
5. BrO₃^- + MnO₂ Br^- + MnO₄^- 6. Fe⁺² + MnO₄^- Mn⁺² + Fe⁺³
7. Cr + Sn⁺⁴ Cr⁺³ + Sn⁺²
8. NO₃^- + S NO₂ + H₂SO₄
9. IO₄^- + I^- I₂
10. NO₂ + ClO^- NO₃^- + Cl^-

Équilibrer des équations rédox par la méthode des demi-réactions:

1. Décide de ce qui est réduit (agent oxydant) et de ce qui est oxydé (agent réducteur).

Fais cela en dessinant des flèches comme dans l'exercice ci-dessus.

2. Écris la demi-réaction de réduction.

La flèche supérieure de cette première étape indique la demi-réaction de réduction.
Montre les électrons gagnés du côté du réactif.
Équilibre en ce qui concerne les atomes/ions.

Pour équilibrer l'oxygène, ajoute H₂O du côté qui contient le moins d'oxygène.

ENSUITE: ajoute H⁺ de l'autre côté pour équilibrer l'hydrogène.

Rappelle-toi que dans cette première étape cette flèche indique le nombre d'électrons gagnés par un atome.

3. Écris la demi-réaction d'oxydation.

La flèche inférieure dans la première étape indique la demi-réaction d'oxydation.

Montre les électrons perdus du côté du produit.

Équilibre en ce qui concerne les atomes/ions.

Pour équilibrer l'oxygène, ajoute H₂O du côté qui contient le moins d'oxygène.
ENSUITE: ajoute H⁺ de l'autre côté pour équilibrer l'hydrogène.

^{Rappelle-toi que dans cette première étape cette
flèche indique

le nombre d'électrons perdus par un atome.}

4. Le nombre d'électrons gagnés doit égaler le nombre d'électrons perdus.

Trouve le plus petit commun multiple des électrons gagnés et perdus.

Dans chaque demi-réaction, multiplie le coefficient des électrons par un nombre qui permette d'atteindre le plus petit commun multiple.

Multiplie tous les coefficients de la demi-réaction par ce même nombre.

5. Ajoute les deux demi-réactions.

Écris une équation avec tous les réactifs des demi-équations à gauche et tous les produits à droite.

L'ordre dans lequel tu écris les particules dans l'équation combinée n'a pas d'importance.

6. Simplifie l'équation.

Annule ce qui est identique des deux côtés de l'équation.

Écris l'équation équilibrée finale.

	Vérifie pour être certain que les électrons, les éléments et la charge totale sont équilibrés. Il ne devrait plus y avoir d'électrons dans l'équation à ce moment. Le nombre de chaque élément devrait être le même des deux côtés. Peu importe la charge pourvu qu'elle soit la même des deux côtés.
	Si l'une de ces conditions n'est pas remplie, l'équation est incorrecte. La seule chose à faire est de retourner à la première étape et de trouver l'erreur.

Pour s'exercer:

Identifie l'agent oxydant et l'agent réducteur dans chaque équation:
1. H₂SO₄ + 8HI H₂S + 4I₂ + 4H₂O
2. CaC₂ + 2H₂O C₂H₂ + Ca(OH)₂
3. Au₂S₃ + 3H₂ 2Au + 3H₂S
4. Zn + 2HCl H₂ + ZnCl₂
Pour rendre le travail plus facile avec les équations rédox, omets les symboles des états physiques. Cependant, rappelle-toi qu'ils devraient s'y trouver.
Une équation rédox non équilibrée ressemble à ceci:

MnO₄^- + H₂SO₃ + H⁺ Mn⁺² + HSO₄^- + H₂O
Regarde comment cette équation est équilibrée en utilisant la méthode de la demi-équation..

C'est important que tu comprennes ce qui se passe à chaque étape.

^{Pour s'exercer: Équilibre
ces équations rédox en utilisant la méthode de la
demi-équation. L'équation équilibrée
et la solution détaillée de la demi-réaction sont
données pour chaque équation. N'utilise cette aide qu'après
avoir fait de ton mieux pour équilibrer l'équation tout
seul.

C'est tout à ton avantage de résoudre tous
ces problèmes pour acquérir de l'expérience
dans les diverses situations qui peuvent se présenter quand
on travaille avec des équations rédox.

HNO₃ + H₃PO₃ NO + H₃PO₄ + H₂O

Cr₂O₇^-2 + H⁺ + I^- Cr⁺³ + I₂ + H₂O

As₂O₃ + H⁺ + NO₃^- + H₂O H₃AsO₄ + NO

CuS + NO₃^- Cu⁺² + NO₂ + S

H₂SeO₃ + Br^- Se + Br₂

Fe⁺² + Cr₂O₇^-2 Fe⁺³ + Cr⁺³

HS^- + IO₃^- I^- + S

CrO₄^-2 + I^- Cr⁺³ + I₂

IO₄^- + I^- I₂

MnO₄^- + H₂O₂ Mn⁺² + O₂

H₃AsO₄ + Zn AsH₃ + Zn⁺²
Voir les équations équilibrées
et les solutions des demi-réactions.

Le nombre d'oxydation des éléments
change d'un côté à l'autre.
Le nombre d'oxydation de l'hydrogène est 0 à
gauche et +1 à droite.

Le nombre d'oxydation de l'oxygène est 0 à gauche et -2 à
droite.

Réponses
pour les nombres d'oxydation:
1. Sb ^{+ 5}

2. N ^{+ 5}

3. P ^{+ 5}

4. S ^{+ 6}

5. Cr ^{+ 6}

6. Cl ^{+ 7}

7. B ^{+ 5}

8. Si ^{+ 4}

9. I ^{+ 5}

10. N ^{- 3}

11. Mn ^{+ 7}

12. Br ^{+ 5}

13. Cl ^{+ 1}

14. Cr ^{+ 6}

15. Se ^{+ 4}

Agents réducteurs et
oxydants:

agent oxydant - H₂SO₄ || agent réducteur
- HI

agent oxydant - H₂O || agent réducteur - CaC₂

agent oxydant - Au₂S₃ || agent réducteur
- H₂

agent oxydant - HCl || agent réducteur - Zn

Équations
rédox équilibrées:

1. 2HNO₃ + 3H₃PO₃ 2NO + 3H₃PO₄ + H₂O

2. 14H⁺ + Cr₂O₇^-2 + 6I ^- 2Cr⁺³ + 3I₂ + 7H₂O

3. 3As₂O₃ + 4H⁺ + 4NO₃^- + 7H₂O 6H₃AsO₄ + 4NO

4. CuS + 2NO₃^- + 4H⁺ Cu⁺² + 2NO₂ + S + 2H₂O

5. H₂SeO₃ + 4Br^- + 4H⁺ Se + 2Br₂ + 3H₂O

6. 6Fe⁺² + Cr₂O₇^-2 + 14H⁺ 6Fe⁺³ + 2Cr⁺³ + 7H₂O

7. 3HS^- + IO₃^- + 3H⁺ I^- + 3S + 3H₂O

8. 16H⁺ + 2CrO₄^-2 + 6I^- 2Cr⁺³ + 3I₂ + 8H₂O

9. 8H⁺ + IO₄^- + 7I^- 4I₂ + 4H₂O

10. 6H⁺ + 2MnO₄^- + 5H₂O₂ 2Mn⁺² + 5O₂ + 8H₂O

11. 8H⁺ + H₃AsO₄ + 4Zn AsH₃ + 4Zn⁺² +
4H₂O

Plus d'équations rédox:

MnO₄^- + SO₃^-2 Mn⁺² + SO₄^-2
H₃PO₂ + Cr₂O₇^-2 H₃PO₄ +
Cr⁺³
HNO₃ + H₃AsO₃ NO + H₃AsO₄}

Voici la première chose à faire pour équilibrer une réaction Rédox. Apprends à bien la faire.
1. Mg + O₂ MgO 2. Cl₂ + I^- Cl^- + I₂ 3. MnO₄^- + C₂O₄^-2 Mn⁺² + CO₂ 4. Cr + NO₂^- CrO₂^- + N₂O₂^-2 5. BrO₃^- + MnO₂ Br^- + MnO₄^-	6. Fe⁺² + MnO₄^- Mn⁺² + Fe⁺³ 7. Cr + Sn⁺⁴ Cr⁺³ + Sn⁺² 8. NO₃^- + S NO₂ + H₂SO₄ 9. IO₄^- + I^- I₂ 10. NO₂ + ClO^- NO₃^- + Cl^-

1. 2HNO₃ + 3H₃PO₃ 2NO + 3H₃PO₄ + H₂O
2. 14H⁺ + Cr₂O₇^-2 + 6I ^- 2Cr⁺³ + 3I₂ + 7H₂O
3. 3As₂O₃ + 4H⁺ + 4NO₃^- + 7H₂O 6H₃AsO₄ + 4NO
4. CuS + 2NO₃^- + 4H⁺ Cu⁺² + 2NO₂ + S + 2H₂O
5. H₂SeO₃ + 4Br^- + 4H⁺ Se + 2Br₂ + 3H₂O
6. 6Fe⁺² + Cr₂O₇^-2 + 14H⁺ 6Fe⁺³ + 2Cr⁺³ + 7H₂O
7. 3HS^- + IO₃^- + 3H⁺ I^- + 3S + 3H₂O
8. 16H⁺ + 2CrO₄^-2 + 6I^- 2Cr⁺³ + 3I₂ + 8H₂O
9. 8H⁺ + IO₄^- + 7I^- 4I₂ + 4H₂O
10. 6H⁺ + 2MnO₄^- + 5H₂O₂ 2Mn⁺² + 5O₂ + 8H₂O
11. 8H⁺ + H₃AsO₄ + 4Zn AsH₃ + 4Zn⁺² + 4H₂O