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Partie 3 : Équation d'une réaction d'oxydoréduction

On combine deux demi-équations pour obtenir l'équation bilan d'une réaction d'oxydoréduction.

Table des matières

1 Principe : transfert d'électrons entre deux couples

📌 Règle fondamentale

Une réaction d'oxydoréduction met en jeu deux couples oxydant/réducteur. Elle consiste en un transfert d'électrons du réducteur de l'un des couples vers l'oxydant de l'autre couple.

Règle
$$\text{réducteur}_1 + \text{oxydant}_2 \longrightarrow \text{oxydant}_1 + \text{réducteur}_2$$

Le réducteur 1 (du couple 1) est oxydé en oxydant 1, tandis que l'oxydant 2 (du couple 2) est réduit en réducteur 2.

Remarque

Les électrons n'apparaissent jamais dans l'équation bilan finale d'une réaction d'oxydoréduction. Ils sont échangés directement entre le réducteur et l'oxydant.

2 Méthode d'écriture de l'équation bilan

📝 Méthode en 5 étapes
Étape 1 : Identifier les deux couples mis en jeu.
Étape 2 : Écrire les deux demi-équations dans le sens de la réaction : oxydation du réducteur, réduction de l'oxydant.
Étape 3 : Équilibrer le nombre d'électrons échangés en multipliant chaque demi-équation par le coefficient adéquat.
Étape 4 : Additionner les deux demi-équations.
Étape 5 : Vérifier que l'équation est équilibrée (atomes et charges).

Schéma de la méthode d'écriture d'une réaction redox

3 Applications guidées

🔬 Application 1 : Réaction des ions permanganate avec les ions fer II

On veut écrire l'équation de la réaction entre les ions permanganate \(MnO_4^-\) et les ions fer II \(Fe^{2+}\) en milieu acide.

Couples : \(MnO_4^-/Mn^{2+}\) et \(Fe^{3+}/Fe^{2+}\)

Étape 1 : Demi-équation de réduction : \(MnO_4^- + 8H^+ + 5e^- \rightarrow Mn^{2+} + 4H_2O\)
Étape 2 : Demi-équation d'oxydation : \(Fe^{2+} \rightarrow Fe^{3+} + e^-\)
Étape 3 : On multiplie la deuxième par 5 : \(5Fe^{2+} \rightarrow 5Fe^{3+} + 5e^-\)
Étape 4 : Addition :
$$MnO_4^- + 8H^+ + 5Fe^{2+} \longrightarrow Mn^{2+} + 4H_2O + 5Fe^{3+}$$
🔬 Application 2 : Réaction de l'eau oxygénée avec les ions bichromate

On veut écrire l'équation de la réaction entre l'eau oxygénée \(H_2O_2\) et les ions bichromate \(Cr_2O_7^{2-}\) en milieu acide.

Couples : \(Cr_2O_7^{2-}/Cr^{3+}\) et \(O_2/H_2O_2\)

Étape 1 : \(H_2O_2 \rightarrow O_2 + 2H^+ + 2e^-\)
Étape 2 : \(Cr_2O_7^{2-} + 14H^+ + 6e^- \rightarrow 2Cr^{3+} + 7H_2O\)
Étape 3 : On multiplie la première par 3 : \(3H_2O_2 \rightarrow 3O_2 + 6H^+ + 6e^-\)
Étape 4 : Addition :
$$Cr_2O_7^{2-} + 8H^+ + 3H_2O_2 \longrightarrow 2Cr^{3+} + 7H_2O + 3O_2$$
À retenir
  • Une réaction redox combine une oxydation et une réduction.
  • Les demi-équations sont multipliées pour que le nombre d'électrons échangés soit identique.
  • L'équation bilan est la somme des deux demi-équations.
  • Vérifier systématiquement l'équilibre des atomes et des charges.
Et après ?

Dans la Partie 4, on appliquera ces notions à des exercices résolus complets.

Partie 2 Partie 4