RéActions Redox

Nous expliquons ce que sont les réactions redox, les types qui existent, leurs applications, les caractéristiques et des exemples de réactions redox.

Que sont les réactions redox ?

En chimie , les réactions chimiques dans lesquelles un échange d’ électrons entre les atomes ou les molécules impliqués sont appelées réactions redox, réactions d’oxydo-réduction ou réactions de réduction-oxydation .

Cet échange se traduit par le changement d’état d’ oxydation des réactifs. Le réactif qui perd des électrons subit une oxydation et celui qui les reçoit, une réduction.

L’état d’oxydation indique le nombre d’électrons qu’un atome d’un élément chimique cède ou accepte lorsqu’il participe à une réaction chimique . Il peut également être interprété comme la charge électrique supposée qu’un certain atome aurait si toutes ses liaisons avec d’autres atomes étaient complètement ioniques. Aussi appelé nombre d’oxydation ou de valence .

L’état d’oxydation est exprimé en nombres entiers , zéro étant l’état d’oxydation des éléments neutres. Ainsi, il peut prendre des valeurs positives ou négatives selon le type d’atome et la réaction à laquelle il participe. D’autre part, certains atomes ont des états d’oxydation variables selon la réaction dans laquelle ils sont impliqués.

Savoir déterminer correctement l’état ou le nombre d’oxydation de chaque atome d’un composé chimique est essentiel pour pouvoir comprendre et analyser les réactions redox. Certaines règles permettent de calculer leurs valeurs :

• Le nombre d’oxydation des éléments ou molécules neutres est nul. Par exemple : métaux solides (Fe, Cu, Zn…), molécules (O ₂ , N ₂ , F ₂ ).
• Les ions composés d’un seul atome ont leur nombre d’oxydation égal à leur charge . Par exemple : Na ⁺ , Li ⁺ , Ca ²⁺ , Mg ²⁺ , Fe ²⁺ , Fe ³⁺ , Cl ^– .
• Le fluor a toujours l’état d’oxydation -1 car c’est l’élément le plus électronégatif qui existe (F ^– ).
• L’hydrogène a toujours un degré d’oxydation +1 (H ⁺ ), à l’exception des hydrures métalliques (hydrure de potassium, KH), où il a un degré d’oxydation -1 (H ^– ).
• L’oxygène a un degré d’oxydation -2, à quelques exceptions près :
  • Lorsqu’il forme des composés avec le fluor, il a un degré d’oxydation de 2+. Par exemple : le difluorure d’oxygène (OF ₂ ).
  • Lorsqu’il forme des peroxydes, il a un degré d’oxydation -1 (O ₂ ^2- ). Par exemple : peroxyde d’hydrogène (H ₂ O ₂ ), peroxyde de sodium (Na ₂ O ₂ ).
  • Lorsqu’il forme des superoxydes, il a un degré d’oxydation de -½ (O ₂ ^– ). Par exemple : le superoxyde de potassium (KO ₂ ).
• La somme algébrique des nombres d’oxydation des atomes qui constituent un composé neutre est nulle.
• La somme algébrique des nombres d’oxydation des atomes qui constituent un ion polyatomique est égale à la charge de l’ion. Par exemple : l’anion sulfate (SO ₄ ^2- ) a un degré d’oxydation -2, qui est égal à la somme des degrés d’oxydation du soufre et de l’oxygène, chacun multiplié par la quantité de chaque atome dans le composé, dans ce cas, il a un atome de soufre et quatre atomes d’oxygène.
• Les nombres d’oxydation de certains éléments chimiques peuvent varier en fonction du composé neutre ou de l’ion dont ils font partie. Ensuite, il est possible de calculer le nombre d’oxydation d’un atome dans un composé comme suit :

Où no() signifie nombre d’oxydation et l’élément chimique est entre parenthèses.

Ainsi, dans toute réaction d’oxydo-réduction, il existe deux types de réactifs, l’un qui cède des électrons et l’autre qui les accepte :

• Un agent oxydant. C’est l’atome qui capte les électrons. En ce sens, son état d’oxydation initial diminue et une réduction est subie. De cette façon, il augmente sa charge électrique négative en gagnant des électrons.
• un agent réducteur. C’est l’atome qui cède des électrons et augmente son état d’oxydation initial, subissant une oxydation. De cette façon, il augmente sa charge électrique positive en cédant des électrons.

Certains éléments chimiques peuvent être oxydés et réduits en même temps. Ces éléments sont appelés ampholytes et le processus dans lequel cela se produit est appelé ampholysation.

Les réactions redox sont l’une des réactions chimiques les plus courantes dans l’ univers , car elles font partie des processus de photosynthèse chez les plantes et de respiration chez les animaux, qui permettent la continuité de la vie .

Il peut vous servir : Oxydant

Caractéristiques des réactions redox

Les réactions redox nous entourent au quotidien. L’oxydation des métaux , la combustion du gaz dans la cuisine ou encore l’oxydation du glucose pour obtenir de l’ ATP dans notre corps en sont quelques exemples.

Dans la plupart des cas, les réactions redox libèrent une quantité importante d’ énergie .

Typiquement, chaque réaction redox est composée de deux étapes ou demi-réactions. Dans l’une des demi-réactions, une oxydation se produit (le réactif est oxydé) et dans l’autre, une réduction se produit (le réactif est réduit).

La réaction redox totale, qui résulte de la combinaison algébrique de toutes les demi-réactions, est généralement appelée «réaction globale». Il est important de noter que lorsque les demi-réactions sont combinées algébriquement, la masse et la charge doivent être ajustées. Autrement dit, le nombre d’électrons perdus lors de l’oxydation doit être le même que le nombre d’électrons gagnés lors de la réduction, et la masse de chaque réactif doit être égale à la masse de chaque produit.

Par exemple:

• Demi-réaction de réduction. Réduction du cuivre par capture de deux électrons. Diminue son état d’oxydation.
  
• Demi-réaction d’oxydation. Oxydation du fer par perte de deux électrons. Augmente son état d’oxydation.
  Réaction globale :
  

Types de réactions redox

Il existe différents types de réactions redox, dotées de caractéristiques différentes. Les types les plus courants sont :

• Combustion . Les combustions sont des réactions chimiques redox qui libèrent une quantité importante d’énergie sous forme de chaleur et de lumière . Ces réactions sont des oxydations rapides qui dégagent beaucoup d’énergie. L’énergie libérée peut être utilisée de manière contrôlée pour générer du mouvement dans les moteurs de voiture. Un élément appelé comburant (qui est réduit et oxydé en combustible) et un élément combustible (qui est oxydé et réduit en comburant) participent à ces réactions. Quelques exemples de combustibles sont l’essence et le gaz que nous utilisons dans nos cuisines, tandis que l’oxydant le plus connu est l’oxygène gazeux (O ₂ ).
• oxydation des métaux . Ce sont des réactions plus lentes que la combustion. Ils sont communément décrits comme la dégradation de certains matériaux, notamment des métaux, par l’action de l’oxygène sur ceux-ci. C’est un phénomène mondialement connu et quotidien, en particulier dans les villes côtières, où les sels de l’environnement accélèrent (catalysent) la réaction. C’est pourquoi une voiture, après nous avoir emmenés à la plage, doit être nettoyée de toute trace d’eau salée.
• Disproportion. Aussi connues sous le nom de réactions de dismutation, elles comportent un seul réactif qui est réduit et oxydé en même temps. Un cas typique de ceci est la décomposition du peroxyde d’hydrogène (H2O2).
• Déplacement simple. Aussi appelées « réactions de substitution simples », elles se produisent lorsque deux éléments échangent leurs places respectives au sein d’un même composé. C’est-à-dire qu’un élément en remplace un autre à sa place exacte dans la formule, en équilibrant leurs charges électriques respectives avec d’autres atomes, le cas échéant. Un exemple est ce qui se passe lorsqu’un métal déplace l’hydrogène dans un acide et que des sels se forment, comme cela se produit lorsque les piles d’un appareil tombent en panne.

exemples de réactions redox

Les exemples de réactions redox sont très abondants. Nous allons essayer de donner un exemple de chacun des types décrits ci-dessus :

• La combustion de l’octane. L’octane est un composant d’ hydrocarbure de l’essence utilisée pour faire fonctionner nos moteurs de voiture. Lorsque l’octane réagit avec l’oxygène, l’octane est oxydé et l’oxygène est réduit, libérant une grande quantité d’énergie à la suite de cette réaction. Cette énergie libérée est utilisée pour générer du travail dans le moteur, produisant également du dioxyde de carbone et de la vapeur d’eau dans le processus. L’équation qui représente cette réaction est :
  
• La décomposition du peroxyde d’hydrogène. C’est une réaction de dismutation dans laquelle le peroxyde d’hydrogène est décomposé en ses éléments constitutifs, l’eau et l’oxygène. Dans cette réaction, l’oxygène est réduit en diminuant son nombre d’oxydation de -1 (H ₂ O ₂ ) à -2 (H ₂ O), et il est oxydé en augmentant son nombre d’oxydation de -1 (H ₂ O ₂ ) à 0 ( OU ₂ ).
  
• Déplacement de l’argent par le cuivre. Il s’agit d’une simple réaction de déplacement dans laquelle vous pouvez voir comment en immergeant un fragment de cuivre métallique dans une solution de nitrate d’argent, la couleur de la solution vire au bleu et une fine couche d’argent métallique se dépose sur le fragment de cuivre. . Dans ce cas, une partie du cuivre métallique (Cu) est transformée en ion Cu ²⁺ , en tant que partie du nitrate de cuivre (II) (Cu(NO ₃ ) ₂ ), dont la solution a une belle couleur bleue. Par contre, une partie du cation Ag ⁺ , qui fait partie du nitrate d’argent (AgNO ₃ ), est transformée en argent métallique (Ag) qui se dépose.
  
• Réaction du zinc avec de l’acide chlorhydrique dilué. Il s’agit d’une simple réaction de déplacement dans laquelle l’hydrogène du HCl _(aq) est déplacé par le zinc pour former un sel.
  
• Oxydation du fer . Le fer métallique rouille au contact de l’oxygène de l’ air . Cela se voit dans la vie de tous les jours lorsqu’une couche d’oxyde brun se forme sur des objets en fer lorsqu’ils sont exposés à l’air pendant une longue période. Dans cette réaction, le fer métallique (Fe), qui a un état d’oxydation 0, est transformé en Fe3+, c’est-à-dire que son état d’oxydation augmente (il s’oxyde). Pour cette raison, on dit intuitivement ou familièrement : le fer rouille.
  

applications industrielles

Les applications industrielles des réactions redox sont infinies . Par exemple, les réactions de combustion sont idéales pour produire du travail qui est utilisé pour générer du mouvement dans les gros moteurs utilisés dans les centrales électriques pour produire de l’électricité .

Le procédé consiste à brûler des combustibles fossiles pour obtenir de la chaleur et produire de la vapeur dans une chaudière, puis cette vapeur est utilisée pour entraîner de gros moteurs ou turbines. D’autre part, les réactions de combustion sont également utilisées pour faire tourner le moteur des véhicules à moteur qui utilisent des combustibles fossiles, comme nos voitures.

D’autre part, les réactions redox de substitution et de déplacement sont utiles pour obtenir certains éléments dans un état de pureté qui n’est pas souvent observé dans la nature . Par exemple, l’argent est très réactif. Bien qu’il soit rare de le trouver pur dans le sous-sol minéral, un haut degré de pureté peut être obtenu par une réaction redox. La même chose se produit lors de l’obtention de sels et d’autres composés .

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