Oxydo-réduction

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Sommaire

Définition                                                                                                

L’oxydo-réduction se définit comme étant une réaction chimique durant laquelle il y a un transfert d’électrons, généralement entre un métal et un non métal. 

 Rouille.jpg                                                                                

Théorie

Réaction d'oxydo-réduction

Lors d'une réaction d'oxydo-réduction, deux réactions distinctes se produisent simultanément.  D’une part, il y a une réaction d’oxydation, c'est-à-dire une réaction au cours de laquelle il y a une perte d’électrons. On nomme la molécule ou l’atome qui cède ses électrons réducteur. D’autre part, lorsqu’il y a un gain d’électrons, c’est une réaction de réduction. Ainsi, l’espèce chimique qui reçoit des électrons se nomme oxydant. Il est important de prendre en considération que le nombre d’électrons cédés est égal au nombre d’électrons reçus dans une réaction d’oxydo-réduction. L’oxydation et la réduction sont dites demi-réactions, puisque, lorsqu’elles sont additionnées, elles forment une réaction complète d’oxydo-réduction. L’oxydant et le réducteur, quant à eux, forment un couple d’oxydo-réduction.


Un autre aspect important de cette réaction chimique est le degré d’oxydation. En effet, le degré d’oxydation représente les différentes charges que peut prendre un atome; il indique les électrons gagnés ou perdus par rapport à l’atome neutre. Ces nombres doivent absolument être des entiers positifs ou négatifs. Le degré d'oxydation permet de reconnaître une oxydo-réduction, d’identifier l’oxydant et le réducteur ainsi que de déterminer les éléments réduits ou oxydés. Plusieurs règles doivent être respectées afin d’établir correctement le degré d’oxydation d’un atome. D’abord, celui d’un élément simple ou sous sa forme diatomique est de 0. Ensuite, celui d’un ion monoatomique correspond à la charge de cet ion. Puis, pour l’oxygène, son degré d’oxydation est de -2, sauf dans le cas d’un peroxyde, H2O2, où il est de -1. De plus, en ce qui concerne l’hydrogène, son degré est, la majorité du temps, de +1. Aussi, le tableau périodique permet d’identifier le degré d’oxydation de certains atomes. Par exemple, les alcalins dans un composé ont un degré d'oxydation de +1, celui des alcalino-terreux est de +2 et le fluor qui fait partie des halogènes est toujours de -1, mais ce n'est pas le cas de tous les halogènes. Enfin, la somme des degrés d’oxydation d’une molécule est nulle, tandis que celle d’un ion polyatomique est égale à la charge de cet ion.


Lors de résolution de problèmes, équilibrer une réaction d’oxydo-réduction est une étape primordiale. Le balancement d’équation peut se diviser en 5 ou 6 étapes, tout dépendant du milieu dans lequel s’effectue la réaction. Premièrement, il faut déterminer les deux demi-réactions qui prennent place dans l’équation d’oxydo-réduction. Deuxièmement, il faut équilibrer tous les atomes à l’exception des atomes d’oxygène et d’hydrogène. Troisièmement, il faut s’occuper des atomes d’oxygène et d’hydrogène. Ainsi, il suffit d’équilibrer les oxygènes (O) avec des molécules d’eau (H2O) et les hydrogènes avec des protons (H3O+). Quatrièmement, on doit ajouter des électrons afin que les charges soient identiques de part et d'autre des demi-équations. Cinquièmement, il faut additionner les deux demi-réactions et, parfois, il est nécessaire de les multiplier par un certain chiffre, soit le nombre de charge de l'autre demi-réaction ou leur facteur commun, soit que l'une des équations à six charges négatives et l'autre trois, par exemple, on ne multiplie que celle ayant trois charges négatives afin que les électrons puissent s'annuler. Aussi, lors de cette étape, il faut éliminer les espèces identiques présentes des deux côtés des demi-équations. Finalement, la sixième étape est nécessaire seulement si la réaction s'effectue en milieu basique. Dans ce cas, on doit ajouter des ions hydroxydes(OH-) des deux côtés de la réaction pour éliminer les protons H+. Afin de vérifier si le balancement a été réussi, il faut s’assurer que tous les atomes et toutes les charges sont équilibrés[1].

Équation de Nernst

                                                                                           Nernst.jpg  

                                                                                    

L’équation de Nernst fut énoncée en 1889 par le chimiste Walther Nernst. En fait, c’est une équation utilisée en électrochimie qui donne la tension d’équilibre (E) de l’électrode d’une pile en fonction du potentiel standard (E°) d'un couple REDOX (réducteur et oxydant) d’une situation. La tension d’équilibre est le potentiel de l’électrode et le potentiel standard est en fait le potentiel d’oxydo-réduction du couple (détermine la réactivité entre des espèces chimiques selon le couple (H+/H2), qui a un potentiel nul).  Elle fonctionne seulement sous certaines conditions[2].  

L’équation générale s’écrit comme ceci :


                                                                                                                                            E = E°-(RT/nF)∙ln((a_REDy)/(a_OXx ))
                                                                                                                                                               Équation 1


Une fois modifiée algébriquement, l’équation 1 peut s’écrire ainsi (à 298 K uniquement) :

                                                                                                                                            E = E°-(0,059/n)∙log([RED]y/[OX]x )
                                                                                                                                                               Équation 2


Dans l’équation 2,«n» représente le nombre d’électrons transférés dans la demi-réaction, [RED] la concentration de ce qui se trouve du côté du réducteur, [OX] la concentration de ce qui se trouve du côté de l’oxydant et x et y représentent les coefficients stœchiométriques[3].

Le but ultime de cette équation chimique est de déterminer la différence de potentiels d’une pile.
La différence de potentiels est notée e, s’exprime en volts et s’énonce ainsi :


                                                                                                           e = E(Couple dont l^' élémentgagne des e^- )-E(Couple dont l^' élémentperd des e^- )
                                                                                                                                                               Équation 3


                                                                                             

Applications journalières

L'oxydo-réduction est un phénomène que l'on peut observer dans plusieurs domaines d'application de la vie courante.

Coussins gonflables                                                                                                                                       

Ce principe d'oxydo-réduction assure notre sécurité à chaque fois que nous utilisons notre voiture.

Au niveau chimique, le concept de l’oxydoréduction est essentiel en ce qui concerne la génération d’un gaz dans un coussin gonflable[4]. Ainsi, il y a trois réactions chimiques importantes lors de la formation du gaz gonflant le sac. Les trois réactifs participant à cette réaction sont l’azoture de sodium (NaN3), le nitrate de potassium (KNO3) et l’oxyde de silicium (SiO2); ceux-ci sont mélangés dans des pastilles combustibles. Tout d’abord, on peut noter une décomposition du NaN3 suite à une impulsion électrique :


2NaN3(s) → 2 Na(s) + 3 N2 (g)           Image2.jpg


Cette première réaction permettra donc la génération d’un gaz, soit le diazote (N2). Cependant, il y a aussi formation de sodium qui est un solide très nocif (qui réagit fortement avec l’eau). On peut voir aussi que l’azoture est ici utilisé puisqu’il permet de générer une grande quantité de gaz avec peut de réactif. En effet, si l’on regarde les coefficients stœchiométriques de la réaction, on peut observer que seulement deux moles d’azoture permet de produire trois moles de gaz (N2).
Par la suite, suite à la décomposition du réactif, le sodium produit réagira donc avec le nitrate de potassium afin de sécuriser celui-ci, le rendre inoffensif pour le conducteur de l’automobile :


10 Na(s) + 2KNO3(s) → 1 K2O(s) + 5Na2O(s) + N2(g)


Comme on peut le constater grâce à l’équation chimique, de l’oxyde de potassium et de l’oxyde de sodium seront formés suite à cette deuxième réaction chimique. De plus, on peut remarquer que par cette réaction, du gaz est encore une fois généré. Ainsi, suite à ces deux réactions d’oxydoréduction (transfert d’électrons), une troisième réaction entre l’oxyde de sodium et l’oxyde de potassium formés lors de la deuxième réaction puis de l’oxyde de silicium sera nécessaire afin de former un produit parfaitement inoffensif, inflammable.


K2O(s) + Na2O(s) + SiO2(s) → K2Na2SiO4(s)


Ainsi, cette réaction de réarrangement sécurise finalement le solide produit suite à la génération du gaz. Bref, au niveau chimique, on peut observer que deux des trois réactions (réaction 1 et 2) menant à la formation du gaz dans un coussin gonflable sont des réactions d’oxydo-réduction; où il y a donc un transfert d’électrons.

Enzymes

L’oxydo-réduction est un principe chimique essentiel à l’organisme. Par exemple, celle-ci peut jouer un rôle essentiel dans la consommation du glucose. En effet, «La plupart des organismes tirent leur approvisionnement en énergie à partir de l’oxydation de molécules servant de combustible (glucose, acides gras)»[5].


Pour plus d'informations sur ce domaine d'application, cliquer ici.

Piles et batteries                                                                                                                                                

Tout d’abord, il faut savoir qu’une pile n’est pas la même chose qu’une batterie. En fait, la pile est comme l’unité de la batterie qui, elle, formerait un tout. Cette dernière est donc simplement un assemblage de deux piles ou plus. De ce fait, une batterie a la même fonction qu’une pile, mais elle est simplement plus puissante.
Le fonctionnement des piles est directement lié à une réaction d’oxydo-réduction. En effet, les piles fonctionnent selon un transfert d’électrons qui se fait entre les deux métaux qui la composent ainsi que la différence de potentiel qui existe entre ceux-ci.

                                                                                             Pile1.jpg
D’abord, pour que la pile soit polaire, il faut qu’elle ait une borne positive et une borne négative, soit une cathode et une anode. La cathode est constituée du métal receveur d’électrons, soit le réducteur qui produit l’oxydation. L’anode, quant à elle, est constituée du métal donneur d’électrons, soit l’oxydant qui produit la réduction.
Par exemple, dans le cas d’une pile faite à partir de citrons (qui représentent dans ce cas-ci le milieu acide), le réducteur doit être un métal comme le cuivre (Cu) et l’oxydant doit être un métal comme le zinc (Zn). L’équation de cette réaction sera :

                                                                                                                                        Demi-réaction 1 : Cu2+ + 2é → Cu
                                                                                                                                        Demi-réaction 2 : Zn → Zn2+ + 2é
                                                                                                                                   Réaction finale : Zn + Cu2+ → Zn2+ + Cu


Dans cette expérience, le zinc va perdre des électrons pour les transférer au cuivre, qui lui, grâce au câblage électrique, va les transférer à la lumière, ce qui formera un circuit avec les citrons. En d’autres mots, la «pile» transforme l’énergie chimique venant d’une réaction d’oxydo-réduction en énergie électrique. C’est simplement l’acide présent dans les citrons qui permet de faire allumer la lumière. Il faut noter que le passage du courant dans le circuit s’effectue toujours de l’anode (négative) vers la cathode (positive). De plus, le potentiel de la pile, soit le potentiel d’oxydo-réduction, a une influence sur la charge de la pile. Ainsi, la charge électrique d’une pile dépend seulement du couple de métaux présent dans cette dernière. L'expérience pourrait également être faite avec des patates ou encore des pamplemousses; seule l'intensité du courant serait modifiée. 
Des scientifiques ont d'ailleurs déjà réussi à recharger la pile d'un «iPhone» avec 595 oranges!  Il faut faire preuve d'une patience à toute épreuve pour effectuer le branchage du montage!


                                                                                     Apple-recharger-son-iphone.jpg   


----EXPÉRIENCE À FAIRE À LA MAISON----


Voici les étapes à suivre pour créer une pile à l'aide de citrons.


Liste du matériel:

- Citrons (± 6)

- Fils électriques («pinces crocodiles»)

- Cuivre (un sou noir propre)

- Zinc (un clou propre)

- Lumière LED (± 2 Volts)


Étapes:

1- Prendre un citron et insérer un morceau de cuivre à l'intérieur (laisser un bout qui dépasse).

2- Dans le même citron, insérer un morceau de zinc (laisser un certain espace entre les 2 métaux).

3- Faire la même chose avec un deuxième citron (vous pouvez brancher le nombre de citrons que vous voulez...!).

4- Brancher une des extrémités d'un fil électrique sur le cuivre du premier citron.

5- Avec l'autre extrémité de ce même fil, relier le cuivre à la cathode de l'ampoule LED (la plus longue électrode des 2).

6- Avec un second fil, relier le zinc du premier citron avec le cuivre du deuxième.

7- À l'aide d'un troisième fil, relier le zinc à l'anode de l'ampoule (l'électrode la plus courte des 2).

8- Et voilà, votre ampoule devrait allumer (il se peut toutefois qu'elle allume TRÈS faiblement).


Citron.jpg              Patate en serie.gif

Raffinage d'un métal

 

Par le principe de potentiel d’oxydo-réduction, il est possible de recueillir un métal pur parmi un mélange de plusieurs métaux. Ainsi, à l’aide d’une électrode, il faut ajuster la bonne charge électrique concordant avec le potentiel d’oxydation du métal choisi. De ce fait, une fois l’électrode plongée dans la solution, les morceaux de ce métal seront attirés vers celle-ci. Il sera donc possible, avec ce procédé, de recueillir le métal pur.

                                                                       Image4.jpg

 Pour plus d'informations, cliquer ici.

Électrodes sacrificielles

Le potentiel d’oxydo-réduction est aussi utilisé pour la protection de pièce de métal, contre la corrosion. À vrai dire, il suffit d’utiliser un métal dont le potentiel d’oxydoréduction est plus élevé, tel que le cuivre et le magnésium. Ainsi, celui-ci sera la principale cible de l’oxydation (rouille) empêchant ainsi la dégradation des autres métaux tels que l’acier. On peut donc préserver un métal en remplaçant seulement la partie visée par l’oxydation. Il est possible d’observer ce phénomène dans plusieurs situations. Par exemple, sur les tuyaux souterrains, les «pipe-lines», la coque de bateau, etc[6].

                                                          ImagesCA70UF53.jpg

Pour plus d'informations, cliquer ici.

Références

  1. CYR, Marie-Danielle. OPTION Science Chimie, ERPI, Ville-Saint-Laurent, 2009, pages 33 à 38.
  2. http://fr.wikipedia.org/wiki/%C3%89quation_de_Nernst
  3. http://www.lachimie.fr/solutions/oxydoreduction/equation-nernst.php
  4. http://www.google.ca/search?hl=fr&rlz=1T4ADRA_frCA418CA419&q=chimphys.online.fr%2Ftemplates%2F...%2F1ereScontrolesuivireactgazairbag.doc&oq=chimphys.online.fr%2Ftemplates%2F...%2F1ereScontrolesuivireactgazairbag.doc&aq=f&aqi=&aql=&gs_sm=e&gs_upl=1788l1788l0l1l1l0l0l0l0l173l173l0.1
  5. http://books.google.ca/books?id=tvxQg3cEJyoC&pg=PA79&lpg=PA79&dq=enzymes+alimentaires+oxydor%C3%A9duction&source=bl&ots=WAJCQaqr4w&sig=3KawB1h_KgIyH8bfbtPCc2wALik&hl=fr&ei=We-#v=onepage&q=enzymes%20alimentaires%20oxydor%C3%A9duction&f=false
  6. http://fr.wikipedia.org/wiki/Protection_cathodique
 

Liens utiles

Réaction d'oxydo-réduction: [http://fr.wikipedia.org/wiki/R%C3%A9action_d'oxydo-r%C3%A9duction]

Oxydo-réduction en chimie organique: [http://www4b.ac-lille.fr/~physiquechimie/lycee/premS/proaca2/maurin/insvtspc.pdf]

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