Définition
Définition de l'oxydoréduction
L'oxydoréduction, communément appelée réaction d'oxydoréduction ou réaction redox, est un type de réaction chimique dans laquelle il y a un transfert d'électrons entre les espèces chimiques réactives. C'est la combinaison des processus d'oxydation et de réduction.
Dans une réaction d'oxydoréduction, une espèce chimique perd des électrons, ce qui correspond à une augmentation de sa charge positive ou à une diminution de sa charge négative. Cette espèce est alors dite "oxydée" et est appelée réducteur. À l'inverse, une autre espèce chimique gagne ces électrons perdus, ce qui entraîne une diminution de sa charge positive ou une augmentation de sa charge négative. Cette espèce est alors dite "réduite" et est appelée oxydant.
Il est important de noter que dans une réaction d'oxydoréduction, le nombre total d'électrons perdus par le réducteur doit être égal au nombre total d'électrons gagnés par l'oxydant. Cette conservation des électrons permet de maintenir l'équilibre électrique de la réaction.
Les demi-équations d'oxydation et de réduction
Pour représenter les processus d'oxydation et de réduction dans une réaction d'oxydoréduction, on utilise des demi-équations. Une demi-équation d'oxydation représente la perte d'électrons par le réducteur, tandis qu'une demi-équation de réduction représente le gain d'électrons par l'oxydant. Ces demi-équations sont ensuite combinées pour former l'équation complète de la réaction d'oxydoréduction.
Définition
Exemple de demi-équation d'oxydation
Cuivre -> Cu²⁺ + 2e⁻
Exemple de demi-équation de réduction
Manganèse dioxide + 4H⁺ + 2e⁻ -> Manganèse(II) + 2H₂O
La notation des réactions d'oxydoréduction
La notation des réactions d'oxydoréduction suit un certain format. On écrit d'abord la demi-équation d'oxydation, puis celle de réduction. Ces demi-équations sont ensuite équilibrées en ajoutant des coefficients devant les espèces chimiques pour que le nombre d'atomes et d'électrons soit équilibré des deux côtés de l'équation.
Par exemple, pour la réaction suivante :
Définition
Cuivre + Manganèse dioxide -> Cu²⁺ + Manganèse(II)
On écrit d'abord la demi-équation d'oxydation : Cuivre -> Cu²⁺ + 2e⁻, puis la demi-équation de réduction : Manganèse dioxide + 4H⁺ + 2e⁻ -> Manganèse(II) + 2H₂O. En les équilibrant, on obtient :
Cuivre + 2Manganèse dioxide + 8H⁺ -> Cu²⁺ + 2Manganèse(II) + 4H₂O
Il est également possible d'écrire la réaction d'oxydoréduction en utilisant la notation des ions :
Définition
Réaction d'oxydoréduction avec notation des ions
Cuivre(s) + 2MnO₄⁻(aq) + 8H⁺(aq) -> Cu²⁺(aq) + 2Mn²⁺(aq) + 4H₂O(l)
Les applications de l'oxydoréduction
L'oxydoréduction est un concept fondamental en chimie et joue un rôle essentiel dans de nombreuses réactions chimiques et processus naturels. Voici quelques exemples d'applications de l'oxydoréduction :
- La combustion : lorsqu'une substance réagit avec le dioxygène de l'air en produisant du dioxyde de carbone et de l'eau. Il s'agit d'une réaction d'oxydoréduction où la substance réductrice est oxydée par le dioxygène.
- Les piles électrochimiques : elles utilisent des réactions d'oxydoréduction pour générer de l'électricité. Par exemple, une pile alcaline utilise la réaction entre le zinc et le dioxyde de manganèse pour produire de l'électricité.
- Les réactions de corrosion : elles sont également des réactions d'oxydoréduction où un matériau métallique réagit avec des substances oxydantes de son environnement, entraînant une détérioration du matériau.
A retenir :
En résumé, l'oxydoréduction est un type de réaction chimique qui implique un transfert d'électrons entre les espèces réactives. Une espèce chimique qui perd des électrons est oxydée, tandis qu'une espèce qui gagne des électrons est réduite. Les demi-équations d'oxydation et de réduction sont utilisées pour représenter ces processus, et les réactions d'oxydoréduction peuvent être notées en équilibrant ces demi-équations. L'oxydoréduction est utilisée dans de nombreuses applications, telles que la combustion, les piles électrochimiques et la corrosion.
