Chimie : Oxydo-réduction
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• Définitions : Oxydant + n e^- = Réducteur

  le réducteur (exemple Fe)	cède des électrons	Fe → Fe2+ + 2 e-				(1 Fe → 1 Fe)	(0 charge → 0 charge)
  l'oxydant (exemple O2)	capte des électrons	O2 + 4 e- → 2O2-				(2 O → 2 O)	(-4 charges → -4 charges)

• Réactions à connaître :

  corps simples	2H2+(aq) + 2 e- = H2(g)
  	Mn+(aq) + ne- = M(s)	(M pour Métal : Fe, Al, ...)
  	Fe3+(aq) + e- = Fe2+(aq)
  	I2(aq) + 2 e- = 2 I-(aq)	(I- = ion iodure)
  corps composés	S4O62-(aq) + 2 e- = 2 S2O32-(aq)	(S4O62- = ion tétrathionate)	(S2O32- = ion thiosulfate)
  	MnO4-(aq) + 5 e- + 8 H+ = Mn2+(aq) + H2O	(MnO4- = ion permanganate) (Mn = ion manganèse)	(en solution acide => H+)

• Equilibrage des réactions :
  • Equilibrer les corps simples (comme Mn) qui ne sont pas présent dans l'environnement de la réaction.
  • Equilibrer les corps simples (comme O, H) présents dans l'environnement de la réaction (milieux aqueux).

    Environnement de la réaction	ajouter O sous forme de	(réaction)
    milieux acide	H+	2 H+ + O = H2O
    milieux basique	OH-	H2O + O = 2 OH-
    dégagement d'oxygène	O2	2 O = O2

    Exemple : MnO₄^- / MnO₂ en milieu basique (=> OH^-) : (On multiplie la seconde équation par 2 pour que les O se simplifient)

    MnO4-	=	MnO2 + 2 O	× 1
    H2O + O	=	2 OH-	× 2
    MnO4- + 2 H2O	=	MnO2 + 4 OH-

  • Equilibrer les charges en ajoutant n électrons e^-.
    MnO₄^- + 3 e^- + 2 H₂O = MnO₂ + 4 OH^-
    -4 charges de chaque côté.
• Exemple d'exercices :
  Equilibrer une réaction d'oxydo-réduction comme ci-dessus.
  Connaissant la masse ou le volume d'un des réactifs consommé ou produit, en déduire la quantité pour un autre réactif.
  Rappels
  • M = Masse molaire = masse (en g) d'une mole = m / n
  • V_m = Volume molaire = V / n
  • C = [X] = concentration molaire de X (en mol.L^-1) = n / V
  • n = [X] V = nombre de moles dans le volume V (en L)
  • m = n M = masse (en g)
  • exercice de dosage