La réaction d’oxydoréduction

Introduction :

Rappel du premier quadrimestre : Une réaction d’oxydoréduction (ou redox) est un transfert d’électron d’un réducteur vers un oxydant. Chaque composé possède un état d’oxydation qui peut lui être attribué à l’aide des quelques règles suivantes :

* L'état d'oxydation d'un atome dans un élément est 0

* L'état d'oxydation d'un ion monoatomique est égal à sa charge

* L'oxygène reçoit un nombre d'oxydation de -2 dans les composés covalents, sauf dans les peroxydes, où il vaut -1

* Dans les composés covalents avec un non-métal, l'hydrogène a un nombre d'oxydation de +1. Il a un état d’oxydation de -1 dans les hydrures.

* Dans un composé binaire, l'élément qui a la plus grande attraction pour les électrons reçoit un nombre d'oxydation négatif égal à sa charge dans des composés ioniques.

* La somme des nombres d'oxydation dans un composé doit valoir la charge totale du composé

L’oxydation est la réaction menant à la perte d’électrons.

La réduction est la réaction menant au gain d’électrons. Il existe une réaction d’oxydoréduction particulière où un élément joue à la fois le rôle d’oxydant et de réducteur. Cette réaction s’appelle « La dismutation »

Ex : 2 Cu+ (aq) ⇄ Cu2+ (aq) + Cu (s)

Les réactions redox sont parfois cacher. Le plus bel exemple est celui de l’équilibre entre l’ozone et le dioxygène.

O2 ⇄ O3

Comment expliquer que cet équilibre est une redox alors que son état d’oxydation est invariant au cours de la réaction ?

Dans cette réaction, l’état d’oxydation passe de 0 à 0, il ne semble donc pas y avoir de réaction or il y en a bien une. Pour comprendre, il faut se référer à la structure de Lewis des composés :

On remarque que pour l’ozone, l’E.O. de 0 n’est qu’une moyenne des E.O. des 3 atomes d’oxygène, qui sont respectivement de 0, +1 et -1. Ceci explique l’apparente invariance de l’état d’oxydation.