Réactions d’oxydo - réduction
Prévision des réactions
Méthodes d’écriture des réactions
Tables des potentiels standards Exercices
Solutions des exercices
Prévision des réactions
Comment déterminer si une réaction Redox est possible ? Soit la réaction
ClOIClI2
1) Déterminer l’espèce qui s’oxyde et celle qui se réduit.
2
ClO Cl Réduction
I I Oxydation
2) Déterminer les couples Oxy/Red et trouver les valeurs des potentiels normaux dans une table (Voir annexe)
2
/ 0.89
/ 0,54
o o
ClO Cl E V
I I E V
3) Disposer les couples par valeur décroissante de Eo
2
0.89
2 0.54
o
o
ClO Cl E V
I I E V
4) Identifier les espèces présentes au départ (= les réactifs)
2
0.89
2 0.54
o
o
ClO Cl E V
I I E V
5) La réaction est possible si l’échange des électrons se fait du bas-droit vers le haut-gauche
2
0.89
2 0.54
o
o Transfert
des électrons
ClO Cl E V
I I E V
En résumé :
Force des oxydants
Force des réducteurs OX1
OX2
RED1
RED2 Transfert d’e-
Couple 1
Couple 2 Ou bien
1 2 2 1
OX RED OX RED
Réduction = Capture d’e-
Oxydation = Perte d’e-
Exemple : La réaction suivante est impossible :
Zn2Cu En effet :
2 o 0,16
Cu Cu E V
2 o 0.74
Zn Zn E V
Mét hode d’écriture des réactions.
Milieux acides.
Soit à équilibrer
4 2 2 7 2 4 3 2 4 3 2 4
FeSO K Cr O Fe SO Cr SO K SO
1. Identifier l’espèce qui s’oxyde et celle qui se réduit, puis séparer l’équation en deux équations qui représentent la demi-réaction d’oxydation ainsi que la demi- réaction de réduction.
2 3
2 3
2 7
( )
( )
Fe Fe oxydation Cr O Cr réduction
2. Équilibrer l’équation de chacune des demi-réactions en ce qui concerne tous les éléments autres que l’oxygène et l’hydrogène (pour autant que l’oxygène et l’hydrogène restent au même étage d’oxydation).
2 3
2 3
2 7 2
Fe Fe Cr O Cr
3. Équilibrer chaque demi-réaction en ce qui concerne l’oxygène. Pour ce faire, ajouter le nombre approprié de H2O du côté déficitaire en atomes d’oxygène.
2 3
2 3
2 7 2 7 2
Fe Fe
Cr O Cr H O
4. Équilibrer chaque équation de demi-réaction en ce qui concerne l’hydrogène en ajoutant le nombre approprié de H+ du côté déficitaire en atomes d’hydrogène.
2 3
2 3
2 7 2
14 2 7
Fe Fe
H Cr O Cr H O
5. Équilibrer chaque équation de demi-réaction vis-à-vis des charges en ajoutant le nombre approprié d’électrons du côté ou apparaissent des charges positives excédentaires.
2 3
2 3
2 7 2
14 6 2 7
Fe Fe e
H Cr O e Cr H O
6. Rendre égal le nombre des électrons qui sont fournis par la demi-réaction d’oxydation à celui des électrons qui sont consommés par la demi-réaction de réduction (conservation des électrons).
2 3
2 3
2 7 2
6 6 6
14 6 2 7
Fe Fe e
H Cr O e Cr H O
7. Pour obtenir l’équation équilibrée globale, on additionne les équations équilibrées des deux demi-réactions en veillant à simplifier ou à combiner les termes
semblables selon ce qui sied.
2 3
2 3
2 7 2
2 2 3 3
2 7 2
6 6 6
14 6 2 7
6 14 6 2 7
Fe Fe e
H Cr O e Cr H O
Fe H Cr O Fe Cr H O
8. Écrire l’équation ainsi équilibrée en complétant avec les ions contenus dans la solution
2 2 3 3
2 7 2
2 2 2 2 2
4 4 4 4 4
4 2 4 2 2 7 2 4 3 2 4 3 2 4 2
2 2 7
6 14 6 2 7 1
2 2 2
6 7 9 3 3
6 7 3 7
Ligne 2 : Le introduit 2 qui se retrouvent de l'autre côté.
Ligne
Fe H Cr O Fe Cr H O
K K
SO SO SO SO SO
FeSO H SO K Cr O Fe SO Cr SO K SO H O
Cr O K
2 2
4 2 4 2
4
3 2
4
3 2
4
3
Membre de gauche : Les 6 introduisent 6 Les 14 correspondent à 7 Total : 13
Membre de droite : Les 6 demandent 9 Les 2 demandent 3
Les 2 (de la ligne 2) demandent
Fe SO
H SO
SO
Fe SO
Cr SO
K
2
4 2
4
1 Total : 13
SO SO
Milieux basiques.
Equilibrer la réaction :
2 3 4
F NaOHNaBrO NaBrO NaF
1. Identifier l’espèce qui s’oxyde et celle qui se réduit, puis séparer l’équation en deux équations qui représentent la demi-réaction d’oxydation ainsi que la demi- réaction de réduction.
3 4
2
( )
( )
BrO BrO oxydation
F F réduction
2. Équilibrer l’équation de chacune des demi-réactions en ce qui concerne tous les éléments autres que l’oxygène et l’hydrogène (pour autant que l’oxygène et l’hydrogène restent au même étage d’oxydation).
3 4
2 2
BrO BrO
F F
3. Équilibrer chaque demi-réaction en ce qui concerne l’oxygène. Pour ce faire, on commence par ajouter, du côté où il y a de l’oxygène en excès, un nombre de H2O égal au nom de O en excès.
3 4 2
2 2
BrO BrO H O
F F
4. Équilibrer chaque équation de demi-réaction en ce qui concerne l’oxygène et l’hydrogène en ajoutant un nombre de OH- double par rapport au nombre de H2O qui ont été rajoutées lors de l’étape 3, mais du côté apposé à celui où les H2O ont été placés.
3 4 2
2
2
2
OH BrO BrO H O
F F
5. Équilibrer chaque équation de demi-réaction vis-à-vis des charges en ajoutant le nombre approprié d’électrons du côté ou apparaissent des charges positives excédentaires.
3 4 2
2
2 2
2 2
OH BrO BrO H O e
F e F
6. Rendre égal le nombre des électrons qui sont fournis par la demi-réaction d’oxydation à celui des électrons qui sont consommés par la demi-réaction de réduction (conservation des électrons).
3 4 2
2
2 2
2 2
OH BrO BrO H O e
F e F
7. Pour obtenir l’équation équilibrée globale, on additionne les équations équilibrées des deux demi-réactions en veillant à simplifier ou à combiner les termes
semblables selon ce qui sied.
3 4 2
2
3 2 4 2
2 2
2 2
2 2
OH BrO BrO H O e
F e F
OH BrO F BrO H O F
8. Écrire l’équation ainsi équilibrée en complétant avec les ions contenus dans la solution
3 2 4 2
2 3 4 2
3
2 2 1
2 2 2
2 2 3
Ligne 2 : les 2 introduisent 2 le introduit 1
OH BrO F BrO H O F
Na Na Na Na
F NaOH NaBrO NaBrO NaF H O
OH Na
BrO H Na
Équilibrer l'équation de chacune des demi-réactions en ce qui concerne tous les éléments autres que l'oxygène et l'hydrogène (pour autant que l'oxygène et l'hydrogène restent au même
étage d'oxydation).
Équilibrer chaque demi-réaction en ce qui concerne l'oxygène. Pour ce faire, ajouter le
nombre approprié de H2O du côté déficitaire en atomes d'oxygène.
Équilibrer chaque équation de demi- réaction en ce qui concerne l'hydrogène
en ajoutant le nombre approprié de H+ du côté déficitaire en atomes
d'hydrogène.
Équilibrer chaque équation de demi-réaction vis-à-vis des charges en ajoutant le nombre approprié d'électrons du côté ou apparaissent des charges positives excédentaires.
Rendre égal le nombre des électrons qui sont fournis par la demi-réaction d'oxydation à celui des électrons qui sont consommés par la demi-réaction de réduction (conservation des
électrons).
Pour obtenir l'équation équilibrée globale, on additionne les équations équilibrées des deux demi-réactions en veillant à simplifier ou à combiner les termes semblables selon ce qui sied.
Écrire l'équation ainsi équilibrée en complétant avec les ions contenus dans la solution Équilibrer chaque demi-réaction en ce qui
concerne l'oxygène. Pour ce faire, on commence par ajouter, du côté où il y a de l'oxygène en excès, un nombre de H2O égal
au nom de O en excès.
Équilibrer chaque équation de demi-réaction en ce qui concerne l'oxygène et l'hydrogène en ajoutant un nombre de OH- double par rapport au nombre de H2O qui ont été rajoutées lors de l'étape 3, mais du côté apposé à celui où les
H2O ont été placés.
Identifier l'espèce qui s'oxyde et celle qui se réduit, puis séparer l'équation en deux équations qui représentent la demi-réaction d'oxydation ainsi que la demi-réaction de réduction.
Equations Rédox
Milieu acide Milieu basique
Vérifier en utilisant les nombres d’oxydation que le nombre d’électrons échangés est correct.
Cas particulier : L’eau oxygénée
2 2
2 2 2
2 2 2 2
2 2 2
Réduction (Oxydant)
Milieu basique : 2 2
Milieu acide : 2 2 2
Oxydation (Réducteur)
Milieu basique : 2 2 2
Milieu acide : 2 2
H O e OH
H O H e H O
H O OH O H O e
H O O H e
Exercices Série A
Equilibrer
1. FeCl3SnCl2 FeCl2SnCl4
2. KBrNaOClH O2 Br2NaClKOH
3. KClO3 P H SO2 4H O2 H PO3 4K SO2 4Cl2
4. H SeO2 3KMnO4H SO2 4 H SeO2 4MnSO4K SO2 4H O2 5. KClO3FeSO4H SO2 4 Fe2
SO4
3KClH O26. FeCl2HNO3HClFeCl3HNO2H O2
7. MnSO4KNO3Na CO2 3Na MnO2 4KNO2CO2Na SO2 4 8. KMnO4H SO2 4H O2 2 MnSO4K SO2 4H O O2 2
9. NaOHCl2 NaClNaClOH O2 10. AgHNO3 AgNO3NOH O2 11. HClHNO3H O Cl2 2ClNO
12. MnO2KOH K MnO2 4Mn O2 3H O2
13. Cr O2 3NaNO3Na CO2 3Na CrO2 4 CO2 NaNO2 14. MnSO4KIO4H O2 K SO2 4 KMnO4KIO3H SO2 4 15. CuH SO2 4 CuSO4SO2H O2
16. K Cr O2 2 7H SO2 4 Cr SO2
4
3K SO2 4H O O2 217. As O2 3H O2 I2 As O2 5HI 18. KIK Cr O2 2 7 Cr O2 3 I2 K CrO2 4
Série B
3. Mn O3 4Al 4. CO2Mg 5. Fe O2 32Al 6. AlHCl
7. C H6 6 O2 Combustion complète 8. Al O2 3 C Carburation de l’aluminium 9. CH4O2 Combustion incomplète
Série C
Complétez et équilibrez (entre parenthèse figurent le milieu ainsi que les contre-ions conseillés).
2 2
4 2 2 4
2 2
4 2 2 4
2 3 2
2 7 2 4
2 2
2 2 3 4 4
2
2 2 4
2
2 4
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a MnO COOH Mn CO Acide SO K
b MnO HCCOH Mn CO Acide SO K
c Cr O C Cr CO Acide SO K
d I S O S O I Na
e Br SO Br SO Légèrement acide
f ClO I Cl I Acide Na SO
g Br
3 2
2 2
2 2 2 4
3 2
2 2 4
2
3 2
2
3 4
2 2
2 2
3 3 2 4
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O NH Br N Basique Na
h H O Mn MnO Basique Na SO
i H O Cr CrO Basique K Cl
j Cu HNO Cu NO k Zn HNO Zn NH
l Ag CN O Ag CN OH Légèrement basique K
m IO SO I SO Acide K
Série D
Complétez et équilibrez (entre parenthèse figurent le milieu ainsi que les contre-ions conseillés).
2
4 2
4 2 2 4
4 2 2 3
2 2 3 4
2 7
2 2 3 2 2
2 7 4 4
2 2
2 2
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a MnO Mn MnO Acide K Cl
b MnO ClO MnO ClO Basique K
c MnO NO MnO NO Basique K
d Cr O Sn Cr Sn Acide K Cl
e Cr O S Cr SO Acide K SO
f I S I S Acide
g Cl S Cl
2 4
2 3 4 3
3
2 2 4
2
3 4 3
2 3
2
3 2 3
2 2 2
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SO Acide
h Cl CrI Cl CrO IO Basique K
i I AsO I AsO Légèrement basique Na
j Zn NO Zn OH NH Basique K
k NiO Fe Ni Fe Basique
l Fe O Al Fe Al
m Al H O AlO H Basique K
n CuS HNO
2 3
2 2 4
3 3 2
4 2 3 4
2 3
3 4 3
2
2 4
3
3 2 3 4
2
2 4
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Cu S NO
o H O PbS PbSO Acide
p AsO I I AsO Acide Na SO
q BiO Mn MnO Bi Acide K NO
r ClO CrO Cl CrO Basique K
s ClO As S Cl S AsO Acide K
t PbO Mn PbO MnO Basique
K,Cl
Série A
1. FeCl3SnCl2 FeCl2SnCl4
3 2
2 4
3 2 2 4
3 2 2 4
Milieu acide
2 2 2
2
2 2
2 2
Fe e Fe
Sn Sn e
Fe Sn Fe Sn
FeCl SnCl FeCl SnCl
2. KBrNaOClH O2 Br2NaClKOH
2 2
2 2
2 2
Milieu Basique
2 2
2 2
2 2
2 2
Br Br e
H O ClO e Cl OH
Br ClO H O Br Cl OH
KBr NaClO H O Br NaCl KOH
3. KClO3 P H SO2 4H O2 H PO3 4K SO2 4Cl2
3 2 2
3
2 4
3
3 2 2 4
2
2 4 4
3 2 4 2 2 3 4 2 4
Milieu acide
12 2 10 6
2 4 8 5
2 2 2 2 4
2 2
2
2 2 2 2
H ClO e Cl H O
H O P PO H e
ClO H O P Cl PO H
K K
H SO SO H
KClO P H SO H O Cl H PO K SO
4. H SeO2 3KMnO4H SO2 4 H SeO2 4MnSO4K SO2 4H O2
2 2
2 3 4
2
4 2
2 2 2
3 4 4 2
2 2
2 4 4 4
2 3 4 2 4 2 4 4 2 4 2
Milieu acide
5 2 2
2 8 5 4
5 2 6 5 2 3
4 2 4 2
3 6 2
5 2 2 5 2 3
H O SeO SeO H e
H MnO e Mn H O
SeO MnO H SeO Mn H O
H K H K
H SO H SO SO
H SeO KMnO H SO H SeO MnSO K SO H O
5. KClO3FeSO4H SO2 4 Fe2
SO4
3KClH O2
2 3
3 2
2 3
3 2
2 2
4 4
2 2
4 4
4 3 2 4 2 4 3 2
Milieu acide 6
6 6 3
6 6 6 3
6 6
3 3
6 3 3 3
Fe Fe e
H ClO e Cl H O
Fe H ClO Cl Fe H O
SO K SO K
SO SO
FeSO KClO H SO KCl Fe SO H O
6. FeCl2HNO3HClFeCl3HNO2H O2
2 3
3 2 2
2 3
3 2 2
2 3 3 2 2
Milieu acide 2
2 2
2 2 2
4 2 9
2 2 2
Fe Fe e
H NO e NO H O
Fe H NO Fe NO H O
Cl Cl H Cl H
FeCl HNO HCl FeCl HNO H O
7. MnSO4KNO3Na CO2 3Na MnO2 4KNO2CO2Na SO2 4
2 2
2 4
3 2 2
2 2
2 3 4 2
2 2
4 4
2
2 3 3
2
3 2 2
4 3 2 3 2 4 2 4 2
Milieu acide
4 8 4
2 2 2
2 2 4 2
2 2
2 2
2 4 2
2 2 2 2
H O Mn MnO H e
H NO e NO H O
H O Mn NO MnO H NO
SO K SO K
Na CO Na CO
CO H H O CO
MnSO KNO Na CO Na MnO Na SO KNO CO
2
