Chimie des eaux

Réactions d'oxydoréduction

Ce sont des réactions de transfert d'électrons:

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Par exemple:

Cu2+ (aq) + Zn (s) → Cu (s) + Zn2+ (aq)

est une oxydoréduction dans laquelle le zinc métallique est oxydé en cation Zn2+ (il perd deux électrons) pendant que le cation Cu2+ est réduit en métal Cu (il gagne deux électrons). La réaction est donc un échange de deux électrons entre deux espèces atomiques.


Nombre ou degré d'oxydation

Le degré d'oxydation (aussi appelé nombre d'oxydation) est un nombre caractérise l'état électronique d'un atome inclus dans une espèce chimique, par rapport à un état de référence, celui de l'élément. Par exemple le degré d'oxydation de l'atome d'azote est +5 dans NO3¯, +2 dans NO, 0 dans N2 et -3 dans NH4+. Le changement de degré d'oxydation lors d'une réaction permet de déterminer le nombre d'électrons tranférés. On détermine le degré d'oxydation à l'aide des règles suivantes:
  1. Dans un composé ionique, on traite les ions comme des espèces séparées
    Par exemple, dans un solide comme CaCO3, on détermine les degrés d'oxydation séparément et indépendamment pour Ca2+ et CO32¯.

  2. La somme des degrés d'oxydation de tous les atomes d'une espèce est égal à la charge de l'espèce.
    Ainsi, la somme des degrés d'oxydation des atomes d'une molécule neutre est nulle; La somme des degrés d'oxydation des atomes d'un ion est égale à la charge de l'ion. Dans le cas d'une espèce atomique, le degré d'oxydation d'un atome neutre est nul; celui d'un ion atomique est égal à la charge de l'ion. Par exemple, le degré d'oxydation de Na (s) est 0, celui de Fe dans Fe3+ est +3, celui de S2¯ est -2.

  3. Le degré d'oxydation d'un atome est la charge qu'il aurait si l'espèce dont il fait partie était complètement dissociée.
    Lors de cette dissociation hypothétique en atomes et ions atomiques, on attribue les électrons de valence à ces espèces atomiques en fonction de l'électronégativité de l'atome. l'atome le plus électronégatif s'accapare des électrons nécessaires pour compléter sa propre couche de valence.
    Exemple: dans la molécule NO, l'oxygène (6 électrons de valence) est plus électronégatif que l'azote (5 électrons de valence). Il manque deux électrons à la couche de valence de l'oxygène pour la remplir. Si on dissociait la molécule on obtiendrait donc O2¯ et N2+. Le degré d'oxydation de O dans NO est -2; celui de N est +2, puisque la somme des degrés d'oxydation est égale à la charge de l'espèce, ici (+2)+(-2)=0 (règle 2).
    Exemple: dans l'ion carbonate CO32¯, l'oxygène etant le plus électronégatif, son degré d'oxydation est -2. Le degré d'oxydation du carbone est donc x + 3(-2)=-2, soit +4.
    Dans un élément, c'est-à-dire une espèce neutre constituée d'un seul type d'atome, le degré d'oxydation est nul, puisque tous les atomes possède la même électronégativité. Par exemple le degré d'oxydation de l'oxygène est 0 dans le dioxygène O2 comme dans l'ozone O3.


Illustration

i.1
Déterminez le degré d'oxydation de chaque atome dans:
  1. NF3
  2. NH2OH
  3. N2H4
  4. CNO¯
  5. H2O2
  6. NaH
a) F:-1; N:+3; b) O:-2; H:+1; N:-1; c) H:+1; N:-2; d) O:-2; N:-3; C:+4 e) H:+1; O:-1; h) Na:+1; H:-1


Demi-réactions et réaction d'oxydoréduction

Toute réaction d'oxydoréduction est la combinaison de deux demi-réactions, une oxydation et un réduction. Pour écrire une demi-réaction équilibrée:
  1. On identifie chaque atome dont le degré d'oxydation change, puis on détermine le degré d'oxydation initial et le degré d'oxydation final; On s'assure d'avoir le même nombre de cet atome dans les deux formes, oxydant et réducteur;
  2. La différence (degré d'oxydation initial) - (degré d'oxydation final) est égal au nombre d'électrons échangés;
  3. On ajoute des ions H+ (en milieu acide) ou OH¯ (en milieu basique) afin d'obtenir l'électroneutralité de la solution;
  4. On s'assure que la loi de conservation de la matière est vérifiée en ajoutant H2O aux réactifs ou aux produits.
  5. On peut finalement écrire la réaction d'oxydoréduction complète, en combinant les deux demi-réactions, multipliées par le coefficient approprié pour égaler le nombre d'électrons échangés dans chaque demi-réaction
Pour «équilibrer» directement une réaction d'oxydoréduction
  1. On identifie chaque atome dont le degré d'oxydation change, puis on détermine le degré d'oxydation initial et le degré d'oxydation final;
  2. À l'aide des degrés d'oxydation, on égalise le nombre d'électrons perdus par le réducteur au nombre d'électrons gagnés par l'oxydant en multipliant par les coefficients stœchiométriques appropriés;
  3. On ajoute des ions H3O+ (en milieu acide) ou OH¯ (en milieu basique) afin d'obtenir l'électroneutralité de la solution;
  4. On s'assure que la loi de conservation de la matière est vérifiée en ajoutant H2O aux réactifs ou aux produits.


Illustrations

i.2
Pour la réaction d'oxydoréduction en milieu acide:

UO22+ (aq) + CH4 (g) → UO2 (s) + HCO3¯ (aq)

  1. Écrivez les deux demi-réactions équilibrées
  2. Écrivez la réaction d'oxydoréduction complète
  3. Quel est l'oxydant ici?
4UO22+ (aq) + CH4 (g) + 3H2O (l) → 4UO2 (s) + HCO3¯ (aq) + 9H+ (aq)


i.3
Équilibrez la réaction d'oxydoréduction en milieu basique:

  CN¯ (aq) + MnO4¯ (aq) → CNO¯ (aq) + MnO2 (s)

3CN¯ (aq) + 2MnO4¯ (aq) + H2O (l) → 3CNO¯ (aq) + 2MnO2 (s) + 2OH¯ (aq)


Exemple de remédiation environnementale par une réaction redox

On peut utiliser des réactions d'oxydoréduction pour remédier à une contamination de l'eau. Par exemple, le fer métallique peut réduire le trichloréthylene CCl2=CHCl, toxique, en éthylène CH2=CH2, beaucoup moins toxique, ou encore le chrome hexavalent (extrèmement toxique et soluble) en hydroxyde de chrome Cr(OH)3, insoluble.

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