Oxydoréduction, Tableau d'Avancement et État Final d'une Transformation

➔ Un oxydant est une espèce chimique capable de capter un ou plusieurs électrons. Un réducteur est une espèce chimique capable de céder un ou plusieurs électrons. Exemple : l'ion cuivre(II) Cu²⁺(aq) peut capter 2 électrons pour former Cu(s) (Cu²⁺ est donc un oxydant) ; réciproquement Cu(s) peut céder 2 électrons pour redonner Cu²⁺(aq) (Cu est donc un réducteur).

➔ Un oxydant et un réducteur qui échangent des électrons sont dits conjugués : ils forment un couple oxydant/réducteur, noté Ox/Red. La demi-équation électronique générale s'écrit Ox + n e⁻ = Red, où n est le nombre d'électrons échangés. Exemple : pour le couple Cu²⁺/Cu, Cu²⁺(aq) + 2 e⁻ = Cu(s).

➔ Il n'y a jamais d'électrons libres en solution : le réducteur d'un couple doit céder ses électrons directement à l'oxydant d'un autre couple. Exemple : quand on plonge une lame de zinc Zn(s) (réducteur du couple Zn²⁺/Zn) dans une solution de sulfate de cuivre(II), Zn cède 2 électrons à Cu²⁺ (oxydant du couple Cu²⁺/Cu) : Cu²⁺(aq) + Zn(s) → Cu(s) + Zn²⁺(aq). La lame se recouvre de cuivre et la solution bleue se décolore.

➔ 1) Équilibrer les éléments autres que O et H avec les nombres stœchiométriques. 2) Équilibrer l'élément oxygène en ajoutant des molécules d'eau H₂O. 3) Équilibrer l'élément hydrogène en ajoutant des ions H⁺(aq). 4) Équilibrer la charge totale en ajoutant des électrons e⁻. Une demi-équation électronique n'est jamais une équation de réaction : elle contient des e⁻ qui ne sont pas des espèces présentes en solution.

➔ Étape 1 (Mn) : MnO₄⁻ → Mn²⁺ (déjà équilibré). Étape 2 (O) : 4 atomes d'oxygène à gauche → 4 H₂O à droite. Étape 3 (H) : 8 atomes d'hydrogène à droite → 8 H⁺ à gauche. Étape 4 (charge) : charge à gauche (−1)+8=+7, à droite +2, donc on ajoute 5 e⁻ à gauche. Résultat : MnO₄⁻(aq) + 8 H⁺(aq) + 5 e⁻ = Mn²⁺(aq) + 4 H₂O(l).

➔ 1) Identifier les deux couples oxydant/réducteur mis en jeu. 2) Écrire les deux demi-équations, réactifs à gauche. 3) Multiplier chacune pour obtenir le même nombre d'électrons échangés. 4) Additionner les demi-équations puis simplifier les e⁻, car il n'y a pas d'électrons dans une équation de réaction finale.

➔ Les demi-équations sont MnO₄⁻(aq) + 8 H⁺(aq) + 5 e⁻ = Mn²⁺(aq) + 4 H₂O(l) et Fe³⁺(aq) + e⁻ = Fe²⁺(aq). Pour échanger le même nombre d'électrons (5), on multiplie la seconde demi-équation par 5, puis on additionne et simplifie les 5 e⁻ : MnO₄⁻(aq) + 8 H⁺(aq) + 5 Fe²⁺(aq) → Mn²⁺(aq) + 4 H₂O(l) + 5 Fe³⁺(aq). Cette réaction s'accompagne d'une décoloration du violet de MnO₄⁻.

➔ L'avancement x mesure, à chaque instant, le degré de progression de la réaction (exprimé en mol ou mmol). Il vaut x = 0 dans l'état initial et augmente strictement jusqu'à l'état final, où x = xf. Au cours de la transformation, les quantités de matière des réactifs diminuent et celles des produits augmentent en conséquence.

➔ Le tableau d'avancement permet de calculer, à tout instant de la transformation, la quantité de matière de chaque espèce à partir de l'équation de la réaction et des quantités initiales. Chaque quantité varie proportionnellement au nombre stœchiométrique de son espèce. Exemple pour I₂(aq) + 2 S₂O₃²⁻(aq) → 2 I⁻(aq) + S₄O₆²⁻(aq) avec n₀(I₂) = 1,0 mmol et n₀(S₂O₃²⁻) = 4,0 mmol : à l'état intermédiaire, n(I₂) = 1,0 − x et n(S₂O₃²⁻) = 4,0 − 2x.

➔ L'avancement maximal xmax est la plus petite valeur de l'avancement qui annule la quantité de matière d'au moins un réactif ; ce réactif est le réactif limitant (les autres sont en excès). Pour un réactif de quantité initiale n₀ et de nombre stœchiométrique ν, on calcule x = n₀/ν pour chaque réactif : xmax est la plus petite valeur obtenue. Si xf = xmax, la transformation est totale (réactif limitant entièrement consommé) ; si xf < xmax, elle est non totale (réactifs et produits coexistent). Un mélange stœchiométrique ne laisse aucun réactif en excès à l'état final.