Les réactions d’oxydo-réduction – Exercices

Résumé et Points Clés

Résumé : Les réactions d’oxydo-réduction

Une réaction d’oxydo-réduction est caractérisée par un transfert d’électrons entre deux espèces chimiques, comme illustré par l’expérience du zinc dans une solution de sulfate de cuivre(II).

Définitions clés :

• Oxydation : Perte d’un ou plusieurs électrons par une espèce chimique (le réducteur).
• Réduction : Gain d’un ou plusieurs électrons par une espèce chimique (l’oxydant).
• Oxydant : Espèce susceptible de capter des électrons.
• Réducteur : Espèce susceptible de perdre des électrons.

Un couple oxydant/réducteur (Ox/Red) est défini par la demi-équation : Ox + n e⁻ ⇄ Red. Des exemples importants à connaître sont : H⁺/H₂, Mⁿ⁺/M, Fe³⁺/Fe²⁺, I₂/I⁻.

Pour écrire une réaction d’oxydo-réduction complète, on combine les demi-équations de deux couples redox en égalisant le nombre d’électrons échangés. Les électrons n’apparaissent pas dans l’équation bilan finale.

Conseils pour les exercices et examens :

• Maîtrisez l’écriture des demi-équations redox en respectant la conservation des éléments et de la charge électrique.
• Pour les couples faisant intervenir l’oxygène (comme MnO₄⁻/Mn²⁺), équilibrez avec H⁺ et H₂O en milieu acide.
• Dans les problèmes stoechiométriques (comme l’exercice corrigé avec le zinc et l’acide), utilisez systématiquement un tableau d’avancement pour identifier le réactif limitant et calculer les quantités formées.
• Les calculs reposent sur les relations : n = m/M et, pour les gaz, V = n * Vm.