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Vidéo de la leçon : Oxydation et la réduction Sciences

Dans cette leçon, nous allons apprendre comment identifier et analyser les réactions d’oxydation et de réduction.

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Transcription de vidéo

Dans cette vidéo, nous allons apprendre à identifier et analyser les réactions d’oxydation et de réduction. Nous allons apprendre à définir l’oxydation, la réduction, l’agent oxydant et l’agent réducteur en termes de gain et de perte d’oxygène, d’hydrogène et d’électrons.

L’oxydation et la réduction sont deux processus chimiques qui peuvent être considérés comme étant opposés. Les deux peuvent être expliqués de différentes façons. 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, formant du dioxyde de carbone. Sur cette base, nous pouvons décrire l’oxydation comme l’addition d’oxygène. La réaction inverse serait donc la perte ou l’élimination de l’oxygène. Nous pouvons décrire ce processus en tant que réduction.

L’oxygène peut être retiré de l’oxyde de cuivre pour produire du cuivre métallique en utilisant de l’hydrogène. Comme l’oxyde de cuivre a perdu de l’oxygène, nous disons que l’oxyde de cuivre a été réduit. Par conséquent, nous pouvons décrire cette réaction en tant que réduction. Cependant, l’hydrogène a gagné de l’oxygène, formant de l’eau. Nous disons donc que l’hydrogène a été oxydé. On peut donc décrire cette réaction en tant qu’oxydation.

Dans cette réaction, l’oxyde de cuivre a été réduit et l’hydrogène gazeux a été oxydé. Comme l’hydrogène gazeux est l’agent qui a provoqué la réduction de l’oxyde de cuivre, nous pouvons l’appeler agent réducteur. De même, comme l’oxyde de cuivre est l’agent qui a provoqué l’oxydation de l’hydrogène, nous l’appelons agent oxydant. Par conséquent, l’agent réducteur est oxydé et l’agent oxydant est réduit.

Nous avons examiné l’oxydation et la réduction en termes de gain ou de perte d’oxygène, mais maintenant examinons la question en termes de gain ou de perte d’hydrogène. Examinons la réaction entre l’ammoniac et le brome. L’ammoniac perd de l’hydrogène, formant de l’azote gazeux. Le brome réagit avec l’hydrogène que l’ammoniac perd et forme du bromure d’hydrogène. Comme l’ammoniac a perdu de l’hydrogène, nous disons qu’il est oxydé ou qu’il a subi une oxydation. Nous pouvons définir l’oxydation comme le processus chimique qui augmente le pourcentage d’oxygène ou diminue le pourcentage d’hydrogène dans une substance.

Lorsque le brome gagne de l’hydrogène, formant du bromure d’hydrogène, nous disons qu’il a été réduit ou qu’il a subi une réduction. Nous pouvons définir la réduction comme le processus chimique qui diminue le pourcentage d’oxygène ou augmente le pourcentage d’hydrogène dans une substance. Bien que le brome soit lui-même réduit, il provoque également l’oxydation de l’ammoniac. Donc, il est connu comme un agent oxydant. Un agent oxydant fournit de l’oxygène ou élimine l’hydrogène d’une substance au cours d’une réaction chimique.

Les réactions d’oxydation et de réduction se produisent par paires, donc si quelque chose est réduit, alors autre chose sera oxydée. Et s’il y a un agent oxydant, il y aura aussi un agent réducteur. Comme l’ammoniac provoque la réduction du brome, il est un agent réducteur. Un agent réducteur fournit de l’hydrogène ou élimine l’oxygène d’une substance au cours d’une réaction chimique.

Jusqu’à présent, nous avons considéré l’oxydation en termes d’addition d’oxygène ou de perte d’hydrogène. Cependant, certaines réactions impliquent une oxydation et une réduction, mais ne contiennent ni oxygène ni hydrogène. Il est également possible de définir l’oxydation et la réduction en termes de gain ou de perte d’électrons.

À titre d’exemple, regardons la combinaison du sodium avec le chlore. Le sodium et le chlore sont sous leur forme d’élément et ne sont pas chargés. Donc, tout d’abord, calculons les configurations électroniques pour un atome de sodium et un atome de chlore. Si nous regardons le tableau périodique, nous voyons que le numéro atomique du sodium est 11. Cela signifie qu’un atome de sodium neutre a 11 électrons. La première couche contient un maximum de deux électrons. La deuxième contient un maximum de huit électrons. Et comme il y a 11 électrons au total, l’électron restant se trouve dans la troisième couche. Donc, la configuration électronique initiale de sodium est 2,8,1.

En cherchant le chlore dans le tableau périodique, nous voyons que son numéro atomique est 17. Donc, un atome de chlore neutre a 17 électrons. Par conséquent, sa configuration électronique est 2,8,7. Lorsque les deux espèces réagissent, le sodium cède au chlore un électron. L’atome de sodium devient un ion de sodium. Il a une charge positive égale à plus un et la configuration électronique 2,8. Lorsque l’atome de chlore gagne un électron, il devient un ion chlorure. Il a une charge négative égale à moins un et la configuration électronique 2,8,8.

Comme l’atome de sodium a perdu un électron, nous disons qu’il est oxydé ou qu’il a subi une oxydation. L’oxydation est définie comme une réaction qui implique la perte d’électrons d’une substance. Les atomes de chlore ont gagné des électrons. Nous disons donc que le chlore est réduit ou qu’il a subi une réduction. La réduction est définie comme la réaction qui implique le gain d’électrons dans une substance. Comme le sodium est l’agent qui provoque la réduction du chlore, on l’appelle agent réducteur. Et comme le chlore provoque l’oxydation du sodium, on l’appelle agent oxydant.

Il est important de noter que l’oxydation et la réduction sont des processus simultanés. Cela signifie qu’ils se produisent tous les deux en même temps. L’oxydation d’une substance ne peut avoir lieu sans la réduction d’une autre.

Regardons un autre exemple d’oxydation et de réduction en termes d’électrons. Si le magnésium réagit avec le sulfate de cuivre, il peut déplacer le cuivre, produisant du sulfate de magnésium et du cuivre métallique. Cela est dû au fait que le magnésium est placé plus haut que le cuivre dans la série de réactivité. Le sulfate de cuivre et le sulfate de magnésium sont tous les deux des espèces ioniques. Un ion sulfate a une charge négative de moins deux. Ainsi, pour garantir une charge neutre globale, le cuivre et le magnésium ont tous deux une charge positive égale à plus deux.

Si nous regardons simplement le magnésium, nous voyons qu’il commence à l’état neutre et finit avec une charge positive égale à plus deux. Le magnésium a donc perdu deux électrons. Nous représentons le fait que le magnésium ait perdu deux électrons en plaçant ces électrons dans le côté droit de l’équation. Cela signifie que les charges des deux côtés de l’équation sont maintenant équilibrées. Ce type d’équation s’appelle une demi-équation. Et comme cela nous montre que le magnésium a perdu des électrons, nous pouvons clairement voir que le magnésium a été oxydé.

Les demi-équations montrent explicitement combien d’électrons sont perdus ou gagnés. Elles montrent ainsi très clairement les espèces qui sont oxydées et celles qui sont réduites. Écrivons maintenant une demi-équation pour le cuivre. Le cuivre a initialement une charge positive de plus deux. Il forme ensuite du cuivre métallique neutre. Pour ce faire, il doit gagner deux électrons. Cette demi-équation nous montre clairement que l’ion positif de cuivre doublement chargé a été réduit.

Nous pouvons en fait combiner ces deux demi-équations pour obtenir une équation ionique globale pour cette réaction chimique. Nous devons d’abord considérer le nombre d’électrons. Heureusement, le nombre d’électrons est le même dans les deux demi-équations. Nous pouvons donc ajouter les équations sans apporter de modifications. Tout d’abord, nous devons additionner les espèces du côté gauche de l’équation, puis nous devons ajouter les termes du côté droit. Comme le nombre d’électrons de chaque côté de l’équation est le même, ils peuvent être exclus.

Comme nous pouvons maintenant envisager l’oxydation et la réduction en termes d’électrons, nous pouvons également définir les agents oxydants et réducteurs en termes d’électrons. Un agent oxydant est une substance qui peut gagner des électrons d’une autre substance au cours d’une réaction chimique. Dans l’exemple que nous venons de voir, le cuivre positif doublement chargé a gagné des électrons, étant donc réduit, mais il est également décrit comme l’agent oxydant.

Un agent réducteur est une substance qui peut céder des électrons à une autre substance lors d’une réaction chimique. Donc, dans cet exemple, le magnésium perd des électrons, étant donc lui-même oxydé, mais est également décrit comme l’agent réducteur.

Nous avons maintenant examiné beaucoup de définitions différentes. Donc, avant de passer à quelques exercices, faisons un bref résumé. La définition de l’oxydation en termes d’oxygène et d’hydrogène définit un processus chimique qui augmente le pourcentage d’oxygène ou diminue le pourcentage d’hydrogène dans une substance. Une réduction, en revanche, diminue le pourcentage d’oxygène ou augmente le pourcentage d’hydrogène. Un agent oxydant fournit de l’oxygène ou élimine de l’hydrogène d’une substance pendant une réaction chimique, tandis qu’un agent réducteur fournit de l’hydrogène ou élimine de l’oxygène.

Nous pouvons également définir ces mots en termes d’électrons, où l’oxydation est une réaction qui implique la perte d’électrons d’une substance. La réduction, en revanche, implique un gain d’électrons. Un agent oxydant peut être défini comme une substance qui peut gagner des électrons d’une autre substance lors d’une réaction chimique, alors qu’un agent réducteur cède des électrons à une autre substance.

Il existe une autre définition que nous pouvons utiliser pour les agents oxydants et les agents réducteurs, mais elle est plus générale. Un agent oxydant peut être défini comme une substance qui oxyde une autre espèce chimique tout en étant réduite elle-même, alors qu’un agent réducteur réduit une autre espèce chimique tout en étant elle-même oxydée.

L’oxydation, la réduction, l’agent oxydant et l’agent réducteur ont été initialement décrits en termes d’oxygène et d’hydrogène. Les définitions en termes d’électrons sont venues plus tard. Il est important de noter que même si toutes les réactions impliquant une oxydation et une réduction ne peuvent pas être décrites en termes d’oxygène et d’hydrogène, elles peuvent toutes être décrites en termes d’électrons.

Maintenant que nous savons comment identifier et analyser les réactions d’oxydation et de réduction et comment définir l’oxydation, la réduction, l’agent oxydant et l’agent réducteur, prenons quelques exemples.

Considérez la réaction entre le sodium et le chlore : le Cl2 gazeux plus deux atomes de Na solide réagissent pour produire deux atomes de NaCl solide. Quelles espèces chimiques sont oxydées dans la réaction ? (A) Les atomes de sodium, (B) les ions de sodium, (C) les atomes de chlore, ou (D) les ions de chlore.

Si une espèce chimique a été oxydée, cela signifie qu’elle a subi une oxydation, où l’oxydation est une réaction qui implique la perte d’électrons d’une substance. Puisque nous voulons savoir quelles espèces ont été oxydées, nous voulons savoir quelles espèces ont perdu des électrons. Nos produits de départ sont le chlore et le sodium sous leur forme d’élément. Aucune de ces espèces n’est chargée. Le produit est du chlorure de sodium, communément appelé sel. Il s’agit d’une espèce ionique composée d’ions de sodium et d’ions chlorure. Plus spécifiquement, les ions sont Na+ et Cl-.

Le chlore a été au début une espèce non chargée. Mais lors de la réaction avec le sodium, il est devenu négativement chargé. Cela signifie que le chlore a gagné des électrons. Par conséquent, le chlore n’a pas été oxydé ; il a subi une réduction. La réduction peut être définie comme la réaction qui implique le gain d’électrons dans une substance. Le sodium, en revanche, existait comme un matériau de départ neutre. Mais dans le produit, il est chargé positivement. Les atomes de sodium doivent perdre des électrons pour devenir des ions de sodium chargés positivement. Ainsi, les atomes de sodium subissent une oxydation et sont donc oxydés.

Donc, la réponse à la question « Quelles espèces chimiques sont oxydées dans la réaction ? » est (A) les atomes de sodium.

Lesquelles des descriptions suivantes peuvent être utilisées pour un agent oxydant ? (1) il perd des électrons, (2) il gagne des électrons, (3) il cède de l’oxygène, (4) il élimine de l’hydrogène, (5) il cède de l’hydrogène ou élimine de l’oxygène. (A) 1, 2 et 5 ; (B) 1, 3 et 4 ; (C) 2 et 5 ; (D) 2, 3 et 4 ; ou (E) 1 et 5.

Un agent oxydant peut être généralement défini comme une substance qui oxyde une autre espèce chimique tout en étant elle-même réduite. Mais nous pouvons définir l’agent oxydant, et donc aussi l’agent réducteur, l’oxydation et la réduction, de plusieurs façons, soit en termes de gain soit en termes de perte d’oxygène, d’hydrogène ou d’électrons. En termes d’oxygène et d’hydrogène, un agent oxydant fournit de l’oxygène ou élimine de l’hydrogène d’une substance lors d’une réaction chimique. Comme il fournit de l’oxygène, nous voyons que (3), il cède de l’oxygène, est correct. Et comme il supprime l’hydrogène, nous voyons que (4), il élimine l’hydrogène, est également correct.

La réponse (5), qui est « il cède de l’hydrogène ou il élimine de l’oxygène », est exactement le contraire des réponses (3) et (4). Il s’agit donc de la description d’un réducteur, pas d’un oxydant. Par conséquent, nous pouvons exclure la réponse (5) car elle ne décrit pas un agent oxydant.

Maintenant que nous avons abordé toutes les options concernant l’oxygène et l’hydrogène, examinons la description d’un agent oxydant en termes d’électrons. Elle est définie comme une substance qui peut gagner des électrons d’une autre substance lors d’une réaction chimique. Comme elle peut gagner des électrons, nous pouvons voir que la réponse (2), il gagne des électrons, peut être utilisée pour décrire un agent oxydant. L’option (1), cependant, « il perd des électrons », est le contraire de celle-ci et est donc utilisée pour décrire un agent réducteur, pas un agent oxydant.

Puisque nous avons déterminé que les options (2), (3) et (4) sont les descriptions correctes utilisées pour un agent oxydant, nous pouvons sélectionner l’option (D) 2, 3 et 4 comme réponse correcte à cette question.

Voyons maintenant les points clés de cette vidéo. L’oxydation peut être considérée comme le gain d’oxygène, la perte d’hydrogène ou la perte d’électrons. La réduction peut être considérée comme la perte d’oxygène, le gain d’hydrogène ou le gain d’électrons. Les agents oxydants sont des substances qui peuvent oxyder une autre substance tout en étant réduites elles-mêmes, tandis que les agents réducteurs sont des substances qui peuvent réduire une autre substance tout en étant elles-mêmes oxydées.

Les électrons perdus par la substance à oxyder sont gagnés par l’agent oxydant. Et les électrons gagnés par la substance réduite sont perdus par l’agent réducteur. Enfin, l’oxydation et la réduction sont des processus simultanés. Cela signifie qu’elles se produisent en même temps.

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