Fiche de révision : Oxydoréduction et bilan de matière

📋 Plan du Cours

1. Principes de l’oxydoréduction
2. Demi-équations électroniques
3. Couples oxydant-réducteur
4. Bilan des réactions redox
5. Tableau d’avancement
6. Réactif limitant et état final

📖 1. Principes de l’oxydoréduction

🔑 Notions clés & Définitions

• Réaction d’oxydoréduction : Transformation chimique au cours de laquelle des atomes, des molécules ou des ions échangent des électrons en se transformant.

★ À maîtriser

📌 Une oxydation correspond à une perte d’électrons, tandis qu’une réduction correspond à un gain d’électrons.

Compléments

• Une réaction d’oxydoréduction met toujours en jeu deux couples oxydant/réducteur ou davantage.

💡 Astuce mémo

Oxydation = perte d’électrons ; réduction = gain d’électrons

📖 2. Demi-équations électroniques

★ À maîtriser

• 🔄 L’équilibrage d’une demi-équation suit cet ordre :
  1. Équilibrer les éléments autres que l’hydrogène et l’oxygène
  2. Équilibrer l’oxygène avec H₂O
  3. Équilibrer l’hydrogène avec H⁺
  4. Équilibrer les charges avec des électrons

📐 Formule - La forme générale d’un couple oxydant/réducteur est $\mathrm{Oxydant}+n\,e^- = \mathrm{Réducteur}$.

Compléments

• Pour le couple permanganate/manganèse, la demi-équation électronique équilibrée est $5e^-+\mathrm{MnO_4^-}+8\mathrm{H^+}=\mathrm{Mn^{2+}}+4\mathrm{H_2O}$.

💡 Astuce mémo

Éléments hors H et O → oxygène par H₂O → hydrogène par H⁺ → charges par e⁻

📖 3. Couples oxydant-réducteur

🔑 Notions clés & Définitions

• Couple oxydant/réducteur : Un couple oxydant/réducteur associe un oxydant et le réducteur qui lui correspond, et s’écrit Ox/Red.

★ À maîtriser

📌 Dans une demi-équation électronique, l’oxydant est toujours placé du même côté que les électrons.

Compléments

• À partir de la demi-équation $5e^-+\mathrm{MnO_4^-}+8\mathrm{H^+}=\mathrm{Mn^{2+}}+4\mathrm{H_2O}$, le couple s’écrit $\mathrm{MnO_4^-}/\mathrm{Mn^{2+}}$.

💡 Astuce mémo

L’oxydant est du côté des électrons ; le réducteur est de l’autre côté

📖 4. Bilan des réactions redox

★ À maîtriser

• Pour établir l’équation bilan d’une réaction d’oxydoréduction, on réécrit les deux demi-équations dans le sens adapté, on ajuste leurs coefficients pour simplifier les électrons, puis on les additionne afin que les électrons disparaissent.

Compléments

• L’oxydation de deux atomes de cuivre par l’ion peroxodisulfate est décrite par l’équation bilan $\mathrm{S_2O_8^{2-}}+2\mathrm{Cu}\rightarrow2\mathrm{SO_4^{2-}}+2\mathrm{Cu^{2+}}$.

• Lorsqu’on verse quelques gouttes de permanganate de potassium dans l’éthanol, la couleur violette de l’ion permanganate disparaît après homogénéisation car les autres espèces présentes sont incolores.

💡 Astuce mémo

Électrons libérés par le réducteur → électrons consommés par l’oxydant → équation bilan sans électrons

📖 5. Tableau d’avancement

🔑 Notions clés & Définitions

• Tableau d’avancement : Tableau permettant de déterminer les quantités de produits formés au cours d’une réaction et de savoir si un réactif a été introduit en quantité insuffisante.

📝 Points essentiels

📐 Formule - Pour la réaction $\mathrm{CO_2}+2\mathrm{NH_3}\rightarrow\mathrm{CO(NH_2)_2}+\mathrm{H_2O}$, les quantités intermédiaires sont $n(\mathrm{CO_2})=3-x$, $n(\mathrm{NH_3})=5-2x$, $n(\mathrm{CO(NH_2)_2})=x$ et $n(\mathrm{H_2O})=x$.

💡 Astuce mémo

Initial → intermédiaire → final

📖 6. Réactif limitant et état final

★ À maîtriser

📌 Pour déterminer l’avancement maximal, on résout les équations obtenues en annulant successivement les quantités des réactifs, puis on retient toujours la plus petite solution positive.

• Avec 3 mol de CO₂ et 5 mol de NH₃, la réaction atteint $x_{\max}=2{,}5\ \mathrm{mol}$.

Compléments

• À l’état final, la réaction a produit 2,5 mol d’urée et 2,5 mol d’eau, il reste 0,5 mol de CO₂ et la quantité de NH₃ restante est nulle.

💡 Astuce mémo

La plus petite valeur de l’avancement limite la réaction ; l’autre réactif reste en excès

📊 Tableaux de synthèse

Oxydation et réduction