Partie 2.
THÈME 5. Algorithme de rédaction des équations des réactions d’oxydoréduction

Pour rédiger les équations des réactions d’oxydoréduction, il est nécessaire de suivre une certaine séquence :

  1. Identifier, parmi les réactifs, l’oxydant et le réducteur.

Pour cela, il faut d’abord attribuer les degrés d’oxydation des éléments et comparer leurs propriétés d’oxydation et de réduction.

  1. Écrire les produits de la réaction

La bonne identification des produits de la réaction repose sur vos connaissances de la structure des atomes des éléments, de leurs propriétés et de celles de leurs composés. Il est important de se rappeler que, dans les réactions d’oxydoréduction interatomiques et intermoléculaires, le dioxygène libre n’est généralement pas dégagé. L’oxygène est libéré lors de réactions des peroxydes avec des oxydants puissants, ainsi que dans certaines réactions impliquant l’ozone et le fluor. Par exemple :

2KMnO4 + 5Na2O2 + 8H2SO4 = 2MnSO4 + 5O2↑ + 5Na2SO4 + K2SO4 + 8H2O
SiO2 + 2F2 = SiF4 + O2↑
PbS + 4O3 = PbSO4 + 4O2↑

Dans d’autres cas, les atomes d’oxygène présents dans les molécules de l’oxydant (ou du réducteur) se combinent pour former de l’eau avec la participation des ions H+, par exemple :

HNO2 + HI = NO + I2 + H2O

Lors de l’écriture des produits de la réaction, il faut tenir compte du caractère du milieu. En milieu acide, il se forme des sels de cations mono-, di- et trivalents — chlorures, bromures, sulfates, nitrates. Pour créer un milieu acide, on utilise généralement de l’acide sulfurique dilué. L’acide chlorhydrique et l’acide nitrique sont utilisés plus rarement, car l’acide nitrique est lui-même un oxydant, et l’acide chlorhydrique présente des propriétés réductrices en présence d’oxydants forts. Un milieu basique est généralement obtenu à l’aide de solutions de KOH ou NaOH. En milieu basique, les acides et les oxydes acides ne se forment pas, mais des sels apparaissent. Pour éviter les erreurs lors de la rédaction des produits des réactions, il est conseillé d’écrire d’abord les produits de l’oxydation et de la réduction, puis les autres substances dont le degré d’oxydation ne change pas au cours de la réaction.

Ainsi, les produits formés à la suite de la réaction sont déterminés par les conditions de la réaction et par la nature de l’oxydant et du réducteur. Vous trouverez ci-dessous les schémas des réactions d’oxydoréduction des composés du manganèse et du chrome dans différents milieux, ainsi que ceux de l’acide nitrique et de l’acide sulfurique.

Acide nitrique
Lors de la réaction de l’acide nitrique avec les métaux, selon sa concentration et l’activité du métal, il se forme des nitrates, de l’eau et divers produits de réduction de l’acide, indiqués dans le tableau ci-dessous :

MétauxConcentration de HNO3
> 60 %
Métaux actifs (Li — Zn)NO, NO2
Activité moyenne (Cr — Sn)Ne réagissent pas
Métaux peu actifs (Pb – Ag)NO2
Métaux nobles (Au, Pt)Ne réagissent pas

Acide sulfurique
L’acide sulfurique dilué n’est pas un oxydant et réagit avec les métaux comme un acide ordinaire. Si le métal se situe avant l’hydrogène dans la série électrochimique, la réaction produit du dihydrogène. Si le métal est après l’hydrogène, il n’y a pas de réaction.

L’acide sulfurique concentré est réduit par les métaux actifs (jusqu’au Zn) en soufre (S) et sulfure d’hydrogène (H2S), et par les moins actifs (après l’hydrogène) en dioxyde de soufre (SO2). Les métaux nobles — or (Au) et platine (Pt

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