Fiche explicative de la leçon: Oxydation et réduction Sciences

Dans cette fiche explicative, nous allons apprendre à identifier et à analyser les réactions d’oxydation et de réduction.

L’oxydation et la réduction sont deux processus chimiques qui peuvent être considérés comme opposés. Les deux peuvent être expliqués de différentes manières.

L’un des exemples les plus simples est la combustion du carbone. Lorsque le charbon de bois, une forme de carbone, est brûlé, le carbone est oxydé pour produire du dioxyde de carbone. L’équation suivante montre l’oxydation du carbone : 

En se basant sur ceci, nous pouvons décrire l’oxydation comme étant simplement l’addition d’oxygène.

La réaction opposée serait la perte ou l’élimination de l’oxygène. Nous pouvons décrire ce processus comme une réduction.

Lorsqu’un flux d’hydrogène gazeux passe sur un échantillon chauffé d’oxyde de cuivre, l’hydrogène gazeux arrache l’oxygène de l’oxyde de cuivre et produit du cuivre métallique.

L’équation chimique de cette réaction est

Comme l’oxyde de cuivre a perdu de l’oxygène, nous pouvons décrire cette réaction comme une réduction.

L’hydrogène quant à lui a gagné de l’oxygène, et nous pouvons donc décrire cette réaction comme une oxydation.

Dans cette réaction, l’oxyde de cuivre a été réduit et l'hydrogène gazeux a été oxydé.

Nous pouvons également décrire chaque substance de la réaction ci-dessus en utilisant les termes « agent oxydant » et « agent réducteur ».

Pour la réaction entre l’oxyde de cuivre et l’hydrogène, l’oxyde de cuivre est considéré comme un agent oxydant car il oxyde l’hydrogène gazeux.

L’hydrogène est également considéré comme un agent réducteur car il réduit l’oxyde de cuivre en cuivre métallique.

D’après le diagramme ci-dessus, nous pouvons voir qu’un agent oxydant est réduit et qu’un agent réducteur est oxydé.

Nous pouvons également expliquer l'oxydation et la réduction en parlant de gain ou de perte d'hydrogène.

Sur le diagramme réactionnel suivant, nous pouvons voir que l’ammoniac gazeux perd de l’hydrogène et s’oxyde, tandis que le brome gagne de l’hydrogène et est réduit.

On peut encore définir l’oxydation comme la perte d’hydrogène et la réduction comme le gain d’hydrogène.

Clarifions notre explication avec quelques définitions.

Comme nous l’avons vu, les réactions d’oxydation et de réduction se produisent de pair. Dans les réactions, nous pouvons identifier les agents oxydants et les agents réducteurs.

Jusqu’à présent, nous avons considéré l’oxydation en termes d’addition d’oxygène ou de perte d’hydrogène. Cependant, il est également possible de définir l’oxydation et la réduction en termes de gain ou de la perte d’électrons.

Décrire l’oxydation et la réduction en termes de gain ou de la perte d’électrons nous permet de décrire des réactions qui ne mettent pas en jeu d’oxygène ou d’hydrogène.

Considérons une simple réaction combinée où le sodium métallique réagit avec le chlore : 

Le sodium métallique a une configuration électronique de 2, 8, 1, tandis que le chlore gazeux a une configuration électronique de 2, 8, 7.

Au cours de la réaction chimique, des ions sodium et chlorure se forment.

L’atome de sodium donne un électron à l’atome de chlore pour former un ion sodium de charge positive avec une configuration électronique de 2, 8.

L’atome de chlore reçoit l’électron et devient un ion chlorure avec une configuration électronique de 2, 8, 8.

L’atome de sodium a perdu un électron, et l’atome de chlore a gagné un électron. Nous pouvons définir l’oxydation et la réduction en des termes similaires.

L’oxydation est une perte d’électrons.

Dans la réaction chimique ci-dessus, les atomes de sodium ont perdu des électrons et ont été oxydés ; les atomes de chlore agissent en tant qu’agent oxydant.

Inversement, les atomes de chlore ont gagné des électrons et ont été réduits ; les atomes de sodium agissent en tant qu’agent réducteur.

Dans un autre exemple, nous pouvons voir le déplacement de sulfate de cuivre au cuivre par le magnésium métallique plus actif : 

Pour mieux comprendre le mouvement des électrons, nous pouvons utiliser les demi-équations pour nous concentrer sur les parties importantes de la réaction chimique.

Dans l’exemple qui implique le sulfate de magnésium et du cuivre, les atomes de magnésium ont perdu des électrons et ont été oxydés. Nous pouvons l’indiquer en utilisant la demi-équation suivante : 

Cette demi-équation montre explicitement le nombre d’électrons impliqués. Comme le magnésium peut former des ions , il perd ensuite deux électrons.

Maintenant, considérons uniquement les ions cuivre, qui font partie du composé ionique de sulfate de cuivre. Nous pouvons voir qu’ils existent initialement sous forme d’ions avec une charge .

Au cours de la réaction chimique, les ions de cuivre gagnent deux électrons et sont ainsi réduits. Nous pouvons représenter ceci par la demi-équation suivante : 

Remarquez que le nombre d’électrons dans ces deux demi-équations est le même.

Nous pouvons réarranger ces deux demi-équations pour obtenir l’équation ionique globale de cette réaction chimique : 

Enfin, comme nous pouvons considérer l’oxydation et la réduction en termes d’électrons, nous pouvons pareillement définir les agents oxydants et les agents réducteurs en termes d’électrons.

Exemple 3: Décrire un agent oxydant de plusieurs manières

Laquelle des descriptions suivantes peut être utilisée pour un agent oxydant ? 

1. 1, 2 et 5
2. 1, 3 et 4
3. 2 et 5
4. 2, 3 et 4
5. 1 et 5

Réponse

Il est possible de définir l’oxydation et la réduction de multiples façons. Par exemple, nous pouvons les définir en termes de gain ou de perte d’oxygène, d’hydrogène ou d’électrons.

Pareillement, les agents oxydants et réducteurs peuvent être définis de la même manière.

Un agent oxydant oxyde un autre produit chimique qui, au cours du processus, perd lui-même des électrons. Ces électrons sont gagnés par l’agent oxydant, et donc l’option 2 fait partie de notre bonne réponse.

L’oxydation peut aussi correspondre à une augmentation du pourcentage d’oxygène dans la composition d’une substance, ce qui nécessite un agent oxydant pour donner de l’oxygène. Par conséquent, nous pouvons considérer l’option 3, le don d’oxygène, comme également correct.

La dernière façon de définir l’oxydation est la perte d’hydrogène. Pour un agent oxydant, cela signifierait enlever de l’hydrogène d’une autre espèce chimique. Par conséquent, l’option 4 est également correcte.

Nous avons maintenant établi que les options 2, 3 et 4 peuvent décrire un agent oxydant. Par conséquent, la bonne réponse est la D.

L’oxydation et la réduction sont des processus simultanés (c’est-à-dire qu’ils se produisent tous les deux en même temps). L’oxydation d’une substance ne peut pas se produire sans la réduction d’une autre.

Considérons une dernière réaction.

Le chlorure de fer (III) réagit avec l’hydrogène gazeux pour former du chlorure de fer (II) et de l’acide chlorhydrique : 

Concentrons-nous sur ce qui arrive au fer lors de cette réaction.

Dans le réactif, , le fer existe sous forme d’ions , alors que dans le produit, , le fer existe sous forme d’ion . L’ion ferrique a gagné un électron pour devenir un ion ferreux , et a donc été réduit.

Cet électron est obtenu à partir d’un atome d’hydrogène, faisant de l’hydrogène un agent réducteur. En tant qu’agent réducteur, l’hydrogène perd un électron et est oxydé en ion hydrogène. Cet ion hydrogène fait alors partie du produit, l’acide chlorhydrique.

Les ions chlorure restent inchangés au cours de la réaction et ne sont ni oxydés ni réduits.

Nous pouvons écrire les demi-équations pour les processus d’oxydation et de réduction de cette réaction.

Pour la réduction de , on peut écrire : 

Pour l’oxydation, on peut écrire : 

Nous pouvons représenter cette réaction par une équation ionique, sans les ions chlorure :