# Mesure en chimie/Réactions d'oxydoréduction
## Introduction

Les réactions acides bases correspondent à un échange de protons entre un acide et une base. Les réactions d'oxydoréduction font intervenir les électrons.

## Définitions
### Réducteurs

Un réducteur est une espèce capable de céder un ou plusieurs électrons. Quand le réducteur cède un ou plusieurs électrons, il s'oxyde.
Le sodium Na est capable de céder un électron. C’est donc un réducteur.
       Na(s) = Na$^+$(aq) + e$^-$

### Oxydants

Un oxydant est une espèce chimique capable de capter un ou plusieurs électrons. Quand l'oxydant capte un ou plusieurs électrons, il se réduit.
L'ion fer (III) Fe$^{3+}$ est capable de capter un électron pour se transformer en ion fer (II) Fe$^{2+}$. C’est donc un oxydant.
Fe$^{3+}$(aq)+ e$^-$ = Fe$^{2+}$(aq)

### Couple oxydant/réducteur
#### Définition

Un couple oxydant/réducteur est l’ensemble d'un oxydant et d'un réducteur qui sont conjugués dans les réactions d'oxydoréduction. ​ Ils sont liés par une demi-équation d'oxydoréduction : l'ajout d'une quantité n d'électrons à un oxydant va donner un réducteur (son réducteur conjugué). On écrit :
       Ox + n.e$^-$ = Red
* Considérons la réaction entre le métal zinc et une solution de sulfate de cuivre II
    Dans cette réaction les ions cuivre II joue le rôle d'oxydant.
* Considérons la réaction entre le métal cuivre et une solution de nitrate d'argent
    Dans cette réaction le métal cuivre joue le rôle de réducteur en présence d'ion Ag$^+$.
Conclusion : on dira donc que les ions Cu²$^+$ et le cuivre métallique appartiennent à un couple oxydant/réducteur noté :
       Cu$^{2+}$/Cu
et caractérisé par la demi équation :
       Cu$^{2+}$ + 2e$^-$ = Cu
Généralisation :
* Un couple va donc s'écrire :
    Ox/Red
* Un couple va donc être caractérisé par la demi équation :
    Ox + ne$^-$ = Red

### Équation d'une réaction

Une réaction d'oxydoréduction met en jeu deux couples d'oxydant/réducteur. Au cours de cette réaction, l'oxydant d'un couple réagit avec le réducteur de l'autre couple.
| Ox₁/Red₁ | soit | Ox₁ + n₁e = Red₁ |
Ox₂/Red₂ soit Ox₂ + n₂e = Red₂
et on a donc l'équation suivante ( l'expérience indique dans quel sens se passe la réaction ) :
          n₂Ox₁ + n₁Red₂ → n₂Red₁ + n₁Ox₂

### Exemples de couples oxydant/réducteur

| Couple | Oxydant | Réducteur | Demi-équation d'oxydoréduction |
| Na⁺/Na | ion sodium | sodium | Na⁺ + e⁻ = Na |
| Cu²⁺/Cu | ion cuivre II | cuivre | Cu²⁺ + 2e⁻ = Cu |
| Mg²⁺/Mg | | | Mg²⁺ + 2e⁻ = Mg |
| Zn²⁺/Zn | ion zinc II | zinc | Zn²⁺ + 2e⁻ = Zn |
| Al³⁺/Al | ion aluminium III | aluminium | Al³⁺ + 3e⁻ = Al |
| I₂/I⁻ | diiode | ion iodure | I₂ + 2e⁻ = 2I⁻ |
| Fe³⁺/Fe²⁺ | ion fer III | ion fer II | Fe³⁺ + e⁻ = Fe²⁺ |
| S₄O₆²⁻/S₂O₃²⁻ | ion tétrathionate | ion thiosulfate | S₄O₆²⁻ + 2e⁻ = 2S₂O₃²⁻ |
| MnO$_4$⁻/Mn²⁺ | ion permanganate | ion manganèse | MnO$_4$⁻ + 8H⁺ + 5e⁻ = Mn²⁺ + 4 Début d’une formule chimiqueH$_2$OFin d’une formule chimique |

## Exemples de réaction
### Réaction entre les ions iodure et les ions Fer III

Les couples oxydant/réducteur présents dans la réaction :
I₂/I⁻
Fe³⁺/Fe²⁺
Les demi-équations correspondantes :
       I₂ + 2e⁻ = 2I⁻
       Fe³⁺ + e⁻ = Fe²⁺
L'équation de la réaction :
       2I⁻ + 2Fe³⁺ → I₂ + 2Fe²⁺

### Réaction d'un acide sur un métal

L'acide chlorhydrique réagit sur la plupart des métaux pour donner l'ion métallique correspondant et un dégagement de dihydrogène H₂ sauf pour l'Argent, l'Or et le Cuivre.
    Réaction de l'acide chlorhydrique sur l'aluminium
1. Les couples :
    Al³⁺/Al
    H⁺/H₂
2. Les demi-équations :
    Al³⁺ + 3e⁻ = Al
    2H⁺ + 2e⁻ = H₂
3. Équation de la réaction :
    2Al + 6H⁺ → 2Al³⁺ + 3H₂

### Couples MnO₄⁻/Mn²⁺ et Fe³⁺/Fe²⁺

MnO₄⁻ : ion permanganate (⇒ violet en solution )
Mn²⁺ : ion manganèse (⇒ incolore en solution)
Fe³⁺ : ion fer III (⇒ vert pâle en solution)
Fe²⁺ : ion fer II (⇒ rouille en solution)
Expérience :
Si on verse une solution de permanganate de potassium sur une solution contenant des ions Fe²⁺, on observe une décoloration due à la formation des ions Mn²⁺ (en milieu acide sulfurique) :
1. Les couples :
    MnO₄⁻/Mn²⁺
    Fe³⁺/Fe²⁺
2. Les demi-équations :
    MnO$_4$⁻ + 8H⁺ + 5e⁻ = Mn²⁺ + 4Début d’une formule chimiqueH$_2$OFin d’une formule chimique
    Fe³⁺ + e⁻ → Fe²⁺
3. Équation de la réaction :
    MnO$_4$⁻ + 8H⁺ + 5Fe²⁺ → Mn²⁺ + 5Fe³⁺ +4H₂O

## Méthodes
### Écrire une demi équation d'oxydoréduction

* Rechercher l'oxydant et le réducteur du couple. Écrire l'oxydant à gauche et le réducteur à droite séparés par un signe égal.
* Equilibrer à l'aide de coefficient les éléments chimiques pour la conservation.
* Ajouter l'élément H₂O, si nécessaire.
* Ajouter l'ion H⁺, si nécessaire.
* Ajouter le ou les électron(s) nécessaire(s) du côté de l'oxydant afin de réaliser la conservation de la charge électrique.
    Écrire une demi-équation d'oxydoréduction
Soit le couple d'oxydoréduction Cr₂O₇²⁻/Cr³⁺
       Cr₂O₇²⁻ est l'ion dichromate
       Cr³⁺ est l'ion chrome III
1.) Cr₂O₇²⁻ ↔ Cr³⁺
2.) Cr₂O₇²⁻ ↔ 2Cr³⁺
3.) Cr₂O₇²⁻ ↔ 2Cr³⁺ + 7H₂O
4.) Cr₂O₇²⁻ + 14H⁺ ↔ 2Cr³⁺ + 7H₂O
5.) Cr₂O₇²⁻ + 14H⁺ + 6e⁻ = 2Cr³⁺ + 7H₂O
    Écrire une demi-équation d'oxydoréduction
Soit le couple d'oxydoréduction MnO₄⁻/Mn²⁺
1.) MnO$_4$$^-$ ↔ Mn²⁺
2.) MnO₄⁻ ↔ Mn²⁺ (l'élément Mn est déjà équilibré )
3.) MnO₄⁻ ↔ Mn²⁺ + 4H₂O
4.) MnO₄⁻ + 8H⁺ ↔ Mn²⁺ + 4H₂O
5.) MnO₄⁻ + 8H⁺ + 5e⁻ = Mn²⁺ + 4H₂O

### Écrire l'équation d'une réaction d'oxydoréduction

* Déterminer les couples oxydant/réducteur.
* Donner leur demi-équation.
* Écrire l'équation d'oxydoréduction.
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