Réaction d'oxydoréduction

En 1772, Antoine Lavoisier met en évidence le rôle du dioxygène dans certaines réactions d'oxydoréduction à la suite d'expériences avec le mercure. Il pose les premières définitions :

• l'oxydation signifie « combinaison avec l'oxygène ».

Par exemple : 2 Hg + O₂ ⟶ 2 HgO (Hg : mercure) ;

• une réduction est « l'extraction d'un métal de son oxyde ».

Par exemple : ZnO + CO ⟶ Zn + CO₂ (Zn : zinc).

Dans le langage courant, l'oxydation est la réaction chimique dans laquelle un composé chimique (par exemple) se combine avec un ou plusieurs atomes d'oxygène, comme l'oxydation du fer "Fe" qui produit la rouille : 4 Fe + 3 O₂ ⟶ 2 Fe₂O₃.

Ce n'est qu'au XX^e siècle, après la découverte de l'électron par Joseph John Thomson (1897) et l'introduction du modèle atomique de Bohr (1913), que les réactions chimiques sont réexaminées à la lumière de ces nouveaux modèles et que des similitudes observées permettent de dégager progressivement le concept actuel d'oxydoréduction, qui s'exprime en termes de transferts d'électrons.

Les réactions d'oxydoréduction par voie sèche (échange de dioxygène) sont décrites par les diagrammes d'Ellingham.

En milieu aqueux, l'équation de Nernst est utilisée afin d'étudier les aspects thermodynamiques des réactions d'oxydoréduction et la relation de Butler-Volmer pour en étudier les aspects cinétiques.

Chaque atome d'un composé est associé à un nombre d'oxydation (n.o.) qui symbolise la valeur de la charge portée (ex. : l'ion Fe²⁺, appelé ion ferreux « fer(II) », a un n.o égal à 2).

Une oxydation est une perte d'électrons (donc une augmentation du n.o., les électrons étant chargés négativement). Ce don d'électrons ne se produit que si un corps est susceptible de les accepter.

Par exemple : Zn ⟶ Zn²⁺ + 2 e⁻.

Le phénomène inverse (acceptation des électrons) est la réduction. Une réduction est un gain d'électrons (donc une diminution du n.o.).

Par exemple : Cu²⁺ + 2 e⁻ ⟶ Cu.

Les « combinaisons avec l'oxygène » ne sont qu'un cas particulier des réactions d'oxydoréduction, elles sont donc possibles sans oxygène.

Par exemple : Cu + Cl₂ ⟶ CuCl₂ combine le cuivre et le dichlore.

Le chlore et l'oxygène ont un point commun : ce sont des éléments plus électronégatifs que le cuivre.

L'oxydation d'un corps s'accompagne toujours de la réduction d'un autre (les électrons ne peuvent pas circuler seuls et sont nécessairement captés), dans la réaction d'oxydoréduction. L'oxydation est une demi-réaction de l'oxydoréduction et la réduction est l'autre demi-réaction.

Dans une réaction d'oxydoréduction, l'élément qui cède un ou des électron(s) est appelé « réducteur » et l'élément qui capte un ou des électron(s) est appelé « oxydant »[1]. Un réducteur oxydé devient un oxydant et inversement, un oxydant réduit devient un réducteur.

Le « couple oxydant-réducteur » (aussi appelé « couple redox ») se compose de l'oxydant et du réducteur conjugué (l'oxydant réduit). Il est toujours noté sous la forme : « oxydant / réducteur ».

La réaction d'oxydation est notée Réd = Ox + n e⁻, Réd étant le réducteur et Ox l'oxydant de la réaction. Cette équation peut être notée avec une flèche (⟶) si la réaction est totale (c'est-à-dire si la constante d'équilibre K est supérieure à 10 000, K dépendant de la réaction).

L'oxydation est une demi-équation de l'oxydoréduction.

Réduire, du latin reducere : ramener. Réduire un métal, c'est le « ramener » à son état neutre.

La réaction de réduction est notée Ox + n e⁻ = Réd, Réd étant le réducteur et Ox l'oxydant de la réaction). Cette équation peut être notée avec une flèche (⟶) si la réaction est totale (c'est-à-dire si K est supérieure à 10 000 (K dépend de la réaction)).

La réduction est une demi-équation de l'oxydoréduction.

Exemple de réaction d'oxydoréduction entre le cérium(IV) et le fer(II).

La réaction d'oxydoréduction est l'addition d'une oxydation et d'une réduction (de manière à simplifier les électrons). L'équation d'une oxydoréduction s'écrit de la manière suivante :

Ox₁ + Réd₂ = Ox₂ + Réd₁, avec Ox₁ / Réd₁ et Ox₂ / Réd₂ des couples oxydant-réducteur.

En biochimie, notamment à propos de la synthèse de molécules, les réactions se produisent dans une atmosphère oxydante, c'est-à-dire en présence d'oxygène, par opposition à une atmosphère réductrice, contenant par exemple du gaz carbonique.

Certains composés chimiques sont aussi bien oxydants que des réducteurs. C'est notamment le cas de l'eau oxygénée, qui se dismute et qui ne peut être conservée longtemps :

H₂O₂ ⟶ 2 H⁺ + O₂ + 2 e⁻ (oxydation) ;

H₂O₂ + 2 H⁺ + 2 e⁻ ⟶ 2 H₂O (réduction)

soit finalement :

2 H₂O₂ ⟶ 2 H₂O + O₂.

Par exemple, les couples oxydant-réducteur Cu²⁺/Cu et Zn²⁺/Zn donnent la réaction en solution aqueuse :

Zn_(s) + Cu²⁺_(aq) ⟶ Zn²⁺_(aq) + Cu_(s) (oxydoréduction).

Cette réaction peut se décomposer en une réduction (de l'oxydant) et une oxydation (du réducteur) :

Zn_(s) = Zn²⁺_(aq) + 2 e⁻ (oxydation) ;

Cu²⁺_(aq) + 2 e⁻ = Cu_(s) (réduction).

Les deux demi-équations d'oxydation et de réduction peuvent réellement être séparées dans certains cas (si elles sont suffisamment éloignées), ce qui permet de générer un courant électrique (processus à l'œuvre dans la pile électrique). Dans les autres cas, comme dans l'exemple donné, elles n'ont qu'un intérêt formel (les électrons libres n'existent pas dans l'eau).

Dans certaines réactions d'oxydoréduction, notamment en phase sèche (c'est-à-dire en milieu non aqueux, souvent à haute température), il n'y a pas de transfert évident d'électrons. On peut citer par exemple le cas de la combustion de l'hydrogène dans l'oxygène de l'air : 2 H₂ + O₂ ⟶ 2 H₂O.

Selon la définition ancienne, l'élément hydrogène, qui s'est combiné avec l'élément oxygène, a subi une oxydation.

Mais les réactifs H₂ et O₂ et le produit H₂O sont des molécules ; aucun ion, qui permettrait une interprétation en termes de transfert d'électrons, n'est présent dans les espèces chimiques impliquées.

Cela s'explique par l'électronégativité. Cette grandeur caractérise la capacité d'un atome de l'élément à capter un ou plusieurs électrons pour devenir un ion négatif. Dans les molécules, les atomes sont liés par des liaisons covalentes du fait de cette électronégativité.

Au sens strict, une liaison covalente résulte de la mise en commun d'une ou plusieurs paires d'électrons (doublets partagés ou doublets liants) entre deux atomes identiques (cas des liaisons entre atomes dans les molécules H₂ et O₂ de l'exemple précédent), donc de même électronégativité. Les doublets sont équitablement partagés entre les deux atomes : ceux-ci restent électriquement neutres.

Lorsque la différence d'électronégativité ΔEn entre les atomes est importante (typiquement ΔEn > 2), les électrons de liaison sont fortement déplacés vers l'atome le plus électronégatif, qui les accapare presque totalement. Ce transfert pratiquement total d'électrons fait de cet atome un ion négatif (ou anion) et de l'autre atome un ion positif (ou cation). Comme il n'y a plus à proprement parler de mise en commun d'électrons, il n'y a plus de liaison covalente. La liaison chimique est ici une liaison entre ions ou liaison ionique. Ce type de liaison est un cas limite, jamais atteint à 100 %.

Si la différence d'électronégativité est plus faible, le transfert d'électrons entre les deux atomes n'est plus total, mais le transfert partiel de charge négative vers l'atome le plus électronégatif produit un excédent de charge négative sur cet atome (qui porte alors une charge partielle négative, notée δ⁻) et un déficit de charge négative sur l'autre atome (qui porte alors une charge partielle positive, notée δ⁺) ; la liaison entre les atomes est une liaison covalente polarisée (lorsque la polarisation est modérée) ou iono-covalente (liaison au caractère « semi-ionique », lorsque la polarisation est notable, typiquement pour 1 < ΔEn < 2).

Soit la combustion du sodium Na dans le dioxygène :

4 Na + O₂ ⟶ 2 Na₂O.

L'élément O est beaucoup plus électronégatif que l'élément Na : le transfert d'électrons est pratiquement total; on peut appliquer à Na₂O le modèle ionique : ce composé est constitué d'ions Na⁺ et O²⁻.

L'interprétation de la réaction en termes d'oxydoréduction ne pose pas de problème :

Na = Na⁺ + e⁻ ; Na perd un électron, il est oxydé ;

O + 2 e⁻ = O²⁻ ; O capte des électrons, il est réduit.

Par convention, on décide d'appliquer la même méthode aux composés covalents. Pour cela, on attribue d'une manière fictive tous les électrons de liaison à l'atome de l'élément le plus électronégatif. On est ainsi ramené au cas précédent : le transfert partiel d'électrons est fictivement considéré comme total.

Dans la molécule d'eau, les électrons de liaison sont attribués à l'atome O, le plus électronégatif. L'eau devient un composé ionique fictif, constitué d'ions fictifs H⁺ et O²⁻. La réaction s'interprète alors comme dans le cas précédent :

H = H⁺ + e⁻ ; H perd un électron, il est oxydé ;

O + 2 e⁻ = O²⁻ ; O gagne des électrons, il est réduit.

Le nombre d'oxydation (n.o.) ou degré d'oxydation (d.o.) représente la charge de chaque ion fictif de l'élément dans l'espèce chimique considérée.

On l'exprime en chiffres romains pour le différencier de la charge d'un ion réel.

Dans la molécule H₂O :

• le nombre d'oxydation de l'hydrogène, noté n.o.(H), correspond à la charge de l'ion fictif H⁺. On a donc : n.o.(H) = +I ;
• le nombre d'oxydation de l'oxygène, noté n.o.(O), correspond à la charge de l'ion fictif O²⁻. On a donc : n.o.(O) = –II.

Dans les molécules symétriques H₂ et O₂, la charge de chaque atome est nulle et le nombre d'oxydation de chaque élément est égal à zéro :

• n.o.(H₂) = n.o.(O₂) = 0 (il n'existe pas de chiffre romain pour représenter le zéro).

Au cours de la réaction :

• H est oxydé et son n.o. a augmenté de 0 à +I ;
• O est réduit et son n.o. a diminué de 0 à –II.

• Toute augmentation (en valeur algébrique) du n.o. est une oxydation.
• Toute diminution (en valeur algébrique) du n.o. est une réduction.

Cette définition est plus générale que celle se limitant à des échanges réels d'électrons. Elle est applicable aussi bien à un transfert partiel qu'à un transfert total d'électrons.

Si, au cours d'une réaction, on n'observe aucune variation des n.o. des éléments, cette réaction n'est pas une réaction d'oxydoréduction.

Réactifs (cas d'une molécule symétrique) :

• H₂ n'est pas un composé ionique, donc n.o.(H) = 0 ;
• Cl₂ n'est pas un composé ionique, donc n.o.(Cl) = 0.

Produit : dans la molécule d'HCl, Cl est plus électronégatif que H (d'après le modèle ionique fictif de la molécule H⁺Cl⁻), on a donc :

• n.o.(Cl) = –I ;
• n.o.(H) = +I. Au cours de la réaction, le n.o.(H) augmente de 0 à +I et le n.o.(Cl) diminue de 0 à –I : cette réaction est une réaction d'oxydoréduction.

D'après l'échelle d'électronégativité des éléments (échelle de Pauling) : χ_O > χ_Cl > χ_Ca > χ_H (l'électronégativité d'un élément se représentant par la lettre grecque χ).

Réactifs (cas d'une molécule symétrique) :

• CaO est un composé ionique de modèle Ca²⁺O²⁻, donc n.o.(Ca) = +II et n.o.(O) = –II ;
• HCl est aussi un composé ionique de modèle H⁺Cl⁻, donc n.o.(H) = +I et n.o.(Cl) = –I.

Produits : dans la molécule d'HCl, Cl est plus électronégatif que H (d'après le modèle ionique fictif de la molécule H⁺Cl⁻), on a donc :

• CaCl₂ est un composé ionique de modèle Ca²⁺2Cl⁻, donc n.o.(Ca) = +II et n.o.(Cl) = –I ;
• H₂O est également un composé ionique de modèle 2H⁺O²⁻, donc n.o.(H) = +I et n.o.(O) = –II. Au cours de la réaction, aucune variation de n.o. n'est observée : cette réaction n'est pas une réaction d'oxydoréduction.

Les variations des n.o., notées « Δn.o. », correspondent à un transfert de charges des réducteurs vers les oxydants. La charge totale gagnée par les oxydants est donc égale à la charge totale cédée par les réducteurs.

Équilibrer l'équation suivante : a HCl + b O₂ ⟶ c Cl₂ + d H₂O.
Pour la commodité des calculs, on peut provisoirement représenter les n.o. par des chiffres arabes.

Réactifs :

• HCl est un composé ionique de modèle H⁺Cl⁻ : Donc n.o.(H) = 1 et n.o.(Cl) = –1 ;
• O₂ n'est pas un composé ionique : Donc n.o.(O) = 0.

Produits :

• Cl₂ n'est pas un composé ionique, donc n.o.(Cl) = 0 ;
• H₂O est un composé ionique de modèle 2H⁺O²⁻, donc n.o.(H) = 1 et n.o.(O) = –2.

Au cours de la réaction :

• n.o.(H) ne varie pas : Δn.o.(H) = 0 ;
• n.o.(Cl) augmente, passant de –1 à 0 : Δn.o.(Cl) = 0 – (–1) = 1 ;
• n.o.(O) diminue, passant de 0 à –2 : Δn.o.(O) = –2 – 0 = -2. La charge totale cédée par les atomes de chlore Cl et celle captée par les atomes d'oxygène O doivent se compenser (conservation des charges pendant la réaction). Δn.o.(O) + Δn.o.(Cl) = –2 + 2 × 1 = 0. Donc une molécule de O₂ est compensée par quatre molécules de HCl (a = 4 b).

Il ne reste donc plus qu'à équilibrer les produits de manière à conserver tous les éléments.

4 HCl + O₂ ⟶ 2 Cl₂ + 2 H₂O.

Dans le cas général où les multiplicateurs a, b, c, d, etc. sont tous différents de 1, on calcule le plus petit commun multiple (ppcm) p de ces multiplicateurs.

On écrit ensuite : a ∨ b ∨ c ∨ d ∨ , etc. = p.

L'écriture des formules et la dénomination des composés chimiques sont codifiées par l'UICPA.

Les n.o. sont utilisés dans la nomenclature principalement lorsqu'un élément peut présenter plusieurs états d'oxydation.

Quelques cas

On nomme les cations monoatomiques en ajoutant entre parenthèses, après le nom de l'élément, soit le nombre de charges approprié suivi du signe plus, soit le nombre d'oxydation (chiffre romain). Le nom est précédé du terme « ion » ou « cation ».

Les élements sodium, calcium et aluminium ne présentent qu'un seul degré d'oxydation ; il n'y a donc pas d'ambiguïté sur la charge du cation, on peut l'omettre dans le nom :

Na⁺ : ion sodium ; Ca²⁺ : ion calcium ; Al³⁺ : ion aluminium ;

l'élément fer présente plusieurs degrés d'oxydation : Fe²⁺ appelé ion ferreux fer(II) et Fe³⁺ appelé ion ferrique fer(III).

D'une manière générale, les noms des composés chimiques sont basés sur les proportions de leurs constituants.

Remarque préliminaire : les proportions des ions constituant un cristal ionique sont déterminées par la condition de neutralité électrique de l'ensemble.

• CaCl₂ (de modèle Ca²⁺2Cl⁻) est formé par un ion Ca²⁺ et deux ions Cl⁻ : nom systématique = dichlorure de monocalcium.

Règle : le préfixe « mono- » est toujours omis, sauf pour éviter des confusions.
CaCl₂ : dichlorure de calcium ; une deuxième simplification est encore envisageable :
Recommandation : si les composés contiennent des éléments tels qu'il n'est pas nécessaire de préciser les proportions, par exemple quand le degré d'oxydation est habituellement invariant, ces proportions n'ont pas besoin d'être fournies.
CaCl₂ est le seul composé constitué des éléments Ca et Cl : nom = chlorure de calcium, préféré à dichlorure de calcium.

• NaCl (de modèle Na⁺Cl⁻) est le seul composé constitué des éléments Na et Cl : nom = chlorure de sodium.

• AlCl₃ est le seul composé constitué des éléments Al et Cl : nom = chlorure d'aluminium.
• Oxydes de fer - Fe présente deux degrés d'oxydation (II et III) ; il existe trois oxydes différents : Fe₂O₃, FeO et Fe₃O₄.

• Table des potentiels standard courants [PDF], sur sbeccompany.fr
• Site internet déterminant les demi-équations électroniques, sur wsphynx.com