Oxydoréduction

Oxydoréduction

Définitions

• Oxydation : perte d'électrons. Réduction : gain d'électrons.
• Oxydant : capte les e⁻ (il est réduit). Réducteur : cède les e⁻ (il est oxydé).
• Couple Ox/Red : $\text{Ox} + n e^- \rightleftharpoons \text{Red}$.

Équation d'une réaction d'oxydoréduction

Combinaison de 2 demi-équations avec équilibrage des électrons puis des charges (H⁺, H₂O en milieu acide). Exemple : $\text{MnO}_4^- + 8\text{H}^+ + 5 e^- \rightarrow \text{Mn}^{2+} + 4\text{H}_2\text{O}$ ; $\text{Fe}^{2+} \rightarrow \text{Fe}^{3+} + e^-$ → bilan multiplié par 5.

Potentiel standard $E^\circ$

Mesuré par rapport à l'ESH (électrode standard à hydrogène, $E^\circ = 0$ V). Plus $E^\circ$ est élevé, plus l'oxydant est fort. Loi de Nernst : $E = E^\circ + \dfrac{0{,}06}{n} \log\dfrac{[\text{Ox}]}{[\text{Red}]}$ (à 25 °C). Une réaction est thermodynamiquement favorable si $\Delta E = E_{ox} - E_{red} > 0$.

Piles

Dispositifs convertissant énergie chimique en électrique. Anode (oxydation, −), cathode (réduction, +). Pont salin pour neutralité. Pile Daniell : Zn/Zn²⁺ // Cu²⁺/Cu, $\Delta E^\circ = 1{,}10$ V.

Électrolyse

Réaction non spontanée forcée par un générateur. Applications : production d'aluminium (Hall-Héroult), chlore, dihydrogène, galvanoplastie, recharge des batteries.

Corrosion

Oxydation des métaux à l'air humide. Rouille du fer : $\text{Fe} \rightarrow \text{Fe}^{2+} \rightarrow \text{Fe}_2\text{O}_3 \cdot n\text{H}_2\text{O}$. Protection : peinture, galvanisation (Zn sacrificiel), anode sacrificielle (coque de bateaux).

Applications biologiques

Chaîne respiratoire mitochondriale : transferts d'e⁻ du NADH à O₂ via cytochromes, gradient de H⁺ → ATP. Métabolisme = chimie redox.

Dosages

Manganimétrie ($\text{MnO}_4^-$ violet → Mn²⁺ incolore), iodométrie. Suivi colorimétrique ou potentiométrique.