Chapitre 9 • Oxydoréduction
220
Exemple 9.1
« Sn
4+
/Sn
2+
» :
Sn
4+
+ 2 e
–
= Sn
2+
« MnO 4
– /Mn
2+
» : MnO 4
– + 8 H
+
+ 5 e
–
= Mn
2+
+ 4 H 2 O
z Réactions d’oxydoréduction
Lors d’une réaction d’oxydoréduction, les électrons sont transférés et non libérés. Le nombre
d’électrons cédés par les espèces réductrices est exactement égal au nombre d’électrons captés par
les espèces oxydantes.
Cela conduit à multiplier les demi-équations par les coefficients adéquats :
n 2 × [ Ox 1 + n 1 e
– = Red 1 ]
n 1 × [ Red 2 = Ox 2 + n 2 e
– ]
La réaction est alors écrite :
n 2 Ox 1 + n 1 Red 2
n 1 Ox 2 + n 2 Red 1
(9.3)
Comme toute réaction, en particulier les réactions acide-base (cf. § 7.4), une réaction redox est
quantitative, c’est-à-dire totalement déplacée dans le sens 1, lorsque sa constante d’équilibre K est
supérieure à 10
4 . Sinon, il s’agit d’un équilibre (cf. équation 9.7).
z Nombre d’oxydation
Le nombre d’oxydation (n. o.) (ou degré d’oxydation) d’un élément dans une combinaison
représente la charge qui serait présente sur un atome de cet élément, si les électrons de chaque
liaison à cet atome étaient attribués au plus électronégatif des atomes liés.
Le nombre d’oxydation ainsi défini est en quelque sorte un nombre de charge algébrique fictif.
On le représente par un nombre algébrique entier, écrit en chiffres romains pour le différencier
d’un nombre de charge réel.
Les règles régissant l’attribution des n. o. sont énoncées par exemple dans le § 7.2 du livre CG/
CS.
Lors d’une réaction d’oxydoréduction, le n. o. de l’élément oxydé augmente, alors que celui de
l’élément réduit diminue.
Exemple 9.2. L’oxydation du zinc par le dioxygène s’écrit :
Zn
0
+ ½ O 2
0
→ Zn
+II
O
–II
Cette réaction est la somme de :
Zn
0 → Zn
+II
+ 2 e
–
(Zn : réducteur oxydé)
½ O 2
0 + 2 e
– → O
–II
(O 2 : oxydant réduit)
1
2
220
Exemple 9.1
« Sn
4+
/Sn
2+
» :
Sn
4+
+ 2 e
–
= Sn
2+
« MnO 4
– /Mn
2+
» : MnO 4
– + 8 H
+
+ 5 e
–
= Mn
2+
+ 4 H 2 O
z Réactions d’oxydoréduction
Lors d’une réaction d’oxydoréduction, les électrons sont transférés et non libérés. Le nombre
d’électrons cédés par les espèces réductrices est exactement égal au nombre d’électrons captés par
les espèces oxydantes.
Cela conduit à multiplier les demi-équations par les coefficients adéquats :
n 2 × [ Ox 1 + n 1 e
– = Red 1 ]
n 1 × [ Red 2 = Ox 2 + n 2 e
– ]
La réaction est alors écrite :
n 2 Ox 1 + n 1 Red 2
n 1 Ox 2 + n 2 Red 1
(9.3)
Comme toute réaction, en particulier les réactions acide-base (cf. § 7.4), une réaction redox est
quantitative, c’est-à-dire totalement déplacée dans le sens 1, lorsque sa constante d’équilibre K est
supérieure à 10
4 . Sinon, il s’agit d’un équilibre (cf. équation 9.7).
z Nombre d’oxydation
Le nombre d’oxydation (n. o.) (ou degré d’oxydation) d’un élément dans une combinaison
représente la charge qui serait présente sur un atome de cet élément, si les électrons de chaque
liaison à cet atome étaient attribués au plus électronégatif des atomes liés.
Le nombre d’oxydation ainsi défini est en quelque sorte un nombre de charge algébrique fictif.
On le représente par un nombre algébrique entier, écrit en chiffres romains pour le différencier
d’un nombre de charge réel.
Les règles régissant l’attribution des n. o. sont énoncées par exemple dans le § 7.2 du livre CG/
CS.
Lors d’une réaction d’oxydoréduction, le n. o. de l’élément oxydé augmente, alors que celui de
l’élément réduit diminue.
Exemple 9.2. L’oxydation du zinc par le dioxygène s’écrit :
Zn
0
+ ½ O 2
0
→ Zn
+II
O
–II
Cette réaction est la somme de :
Zn
0 → Zn
+II
+ 2 e
–
(Zn : réducteur oxydé)
½ O 2
0 + 2 e
– → O
–II
(O 2 : oxydant réduit)
1
2