Réactions d'oxydoréduction en solution aqueuse

Le cours

1. Introduction\n\nLes réactions d'oxydoréduction (redox) sont des réactions chimiques où il y a transfert d'électrons entre les réactifs. Elles sont omniprésentes : corrosion des métaux à Abidjan (humidité), piles et batteries, métallurgie (extraction du fer), respiration cellulaire, traitement des eaux usées.\n\n## 2. Observation expérimentale\n\nExpérience : $Fe_{(s)} + CuSO_{4(aq)} \\rightarrow$\n\nObservations :\n1. La solution bleue de $Cu^{2+}$ se décolore.\n2. Un dépôt rouge-brun (cuivre métallique) apparaît sur la paille de fer.\n3. La paille de fer se corrode (diminution de masse).\n\nInterprétation : Le fer $Fe$ cède des électrons aux ions $Cu^{2+}$ qui se transforment en cuivre métallique $Cu$.\n\n## 3. Définitions fondamentales\n\nOxydation : Perte d'électrons (augmentation du nombre d'oxydation).\nRéduction : Gain d'électrons (diminution du nombre d'oxydation).\n\nOxydant : Espèce qui gagne des électrons (se réduit).\nRéducteur : Espèce qui perd des électrons (s'oxyde).\n\nCouple oxydant/réducteur : Deux espèces conjuguées différant par un ou plusieurs électrons. Notation : $Ox/Red$ (ex : $Cu^{2+}/Cu$, $Fe^{2+}/Fe$).\n\n## 4. Demi-équations électroniques\n\nReprésentent le transfert d'électrons pour chaque couple.\n\nPour le couple $Cu^{2+}/Cu$ :\n$$Cu^{2+}_{(aq)} + 2e^- \\rightleftharpoons Cu_{(s)}$$\n(L'oxydant $Cu^{2+}$ se réduit en gagnant 2 électrons)\n\nPour le couple $Fe^{2+}/Fe$ :\n$$Fe_{(s)} \\rightleftharpoons Fe^{2+}_{(aq)} + 2e^-$$\n(Le réducteur $Fe$ s'oxyde en perdant 2 électrons)\n\nDescription du schéma 1: Schéma du transfert d'électrons entre le fer et l'ion cuivre. Représenter un atome Fe qui perd 2 e⁻, devenant Fe²⁺ en solution. Montrer les 2 e⁻ allant vers un ion Cu²⁺ qui devient un atome Cu solide.\n\n## 5. Équation-bilan de la réaction\n\nOn combine les deux demi-équations après égalisation des électrons (ici, déjà 2 e⁻ de chaque côté) :\n\nOxydation (Fe) : $Fe \\rightarrow Fe^{2+} + 2e^-$\nRédution (Cu²⁺) : $Cu^{2+} + 2e^- \\rightarrow Cu$\n\nÉquation bilan :\n$$Fe_{(s)} + Cu^{2+}_{(aq)} \\rightarrow Fe^{2+}_{(aq)} + Cu_{(s)}$$\n\nOu avec l'ion spectateur $SO_4^{2-}$ :\n$$Fe_{(s)} + CuSO_{4(aq)} \\rightarrow FeSO_{4(aq)} + Cu_{(s)}$$\n\n## 6. Autre exemple : réaction Ag⁺/Cu\n\nPlaque de cuivre dans une solution de nitrate d'argent $AgNO_3$ :\n- Observations : Dépôt gris (argent) sur le cuivre, solution devient bleue (ions $Cu^{2+}$).\n\nDemi-équations :\n- $Cu \\rightarrow Cu^{2+} + 2e^-$ (oxydation)\n- $Ag^+ + e^- \\rightarrow Ag$ (réduction)\n\nÉgalisation des e⁻ : Multiplier la 2e par 2 : $2Ag^+ + 2e^- \\rightarrow 2Ag$\n\nÉquation bilan :\n$$Cu_{(s)} + 2Ag^+_{(aq)} \\rightarrow Cu^{2+}_{(aq)} + 2Ag_{(s)}$$\n\n## 7. Nombre d'oxydation (n.o.)\n\nDéfinition : Charge fictive que posséderait un atome si les liaisons étaient ioniques.\n\nRègles de calcul :\n1. Élément seul : n.o. = 0 (ex : Fe, Cu, O₂)\n2. Ion monoatomique : n.o. = charge (ex : Na⁺ → +1, Cl⁻ → -1)\n3. Hydrogène : +1 sauf hydrures (-1)\n4. Oxygène : -2 sauf peroxydes (-1)\n5. Somme des n.o. dans un composé = charge totale\n\nExemples :\n- $CuSO_4$ : Cu²⁺ (+2), S dans SO₄²⁻ (+6), O (-2) → vérif : +2 +6 +4×(-2)=0\n- $H_2O$ : H (+1)×2 + O (-2) = 0\n\nDescription du schéma 2: Tableau de variations des nombres d'oxydation dans la réaction Fe + Cu²⁺ → Fe²⁺ + Cu. Montrer Fe (n.o.=0) → Fe²⁺ (n.o.=+2) : augmentation = oxydation ; Cu²⁺ (n.o.=+2) → Cu (n.o.=0) : diminution = réduction.\n\n## 8. Applications en Côte d'Ivoire\n\n1. Corrosion : Protection des structures métalliques (ponts, bateaux, pipelines).\n2. Traitement des eaux : Élimination de métaux lourds par réduction/oxydation.\n3. Électroplating : Dépôt d'une couche métallique (nickelage, chromage) pour la décoration ou protection.\n4. Piles et accumulateurs : Principe des batteries (voitures, téléphones).\n5. Métallurgie : Extraction des métaux de leurs minerais (ex : $Fe_2O_3 + 3CO \\rightarrow 2Fe + 3CO_2$).\n\n## 9. Écriture générale des demi-équations\n\nPour un couple $Ox/Red$ : $Ox + n e^- \\rightleftharpoons Red$\n\nAjustement en milieu aqueux : ajouter $H^+$, $H_2O$ ou $OH^-$ pour équilibrer les atomes et les charges.\n\nExemples :\n- $MnO_4^- + 8H^+ + 5e^- \\rightleftharpoons Mn^{2+} + 4H_2O$\n- $Cr_2O_7^{2-} + 14H^+ + 6e^- \\rightleftharpoons 2Cr^{3+} + 7H_2O$\n\n## 10. Méthode pour équilibrer une équation redox\n\n1. Identifier les variations de n.o.\n2. Écrire les demi-équations.\n3. Égaliser le nombre d'électrons transférés.\n4. Combiner les demi-équations.\n5. Vérifier l'équilibre atome et charge.