• Que sont les réactions redox ?
• Caractéristiques des réactions redox
• Types de réactions redox
• Exemples de réactions redox
• Applications industrielles

Nous expliquons ce que sont les réactions redox, les types qui existent, leurs applications, leurs caractéristiques et des exemples de réactions redox.

Dans les réactions redox, une molécule perd des électrons et une autre les prend.

Que sont les réactions redox ?

Dans chimie, est connu sous le nom de réactions d'oxydoréduction, de réactions d'oxydoréduction ou de réactions de réduction-oxydation à des réactions chimiques dans lesquelles un échange de électrons entre les atomes ou molécules impliqué.

Cet échange se traduit par le changement d'état de oxydation des réactifs. Le réactif qui cède des électrons subit une oxydation et celui qui les reçoit, une réduction.

L'état d'oxydation indique la quantité d'électrons qu'un atome d'un élément chimique cède ou accepte lorsqu'il fait partie d'un réaction chimique. Il peut également être interprété comme le supposé charge électrique qu'aurait un certain atome si toutes ses liaisons avec d'autres atomes étaient complètement ioniques. Aussi appelé le nombre d'oxydation ou Valence.

L'état d'oxydation est exprimé en nombres entiers, étant zéro l'état d'oxydation pour les éléments neutres. Ainsi, il peut prendre des valeurs positives ou négatives selon le type d'atome et la réaction à laquelle il participe. D'autre part, certains atomes Ils ont des états d'oxydation variables selon la réaction dans laquelle ils sont impliqués.

Savoir déterminer correctement l'état ou le nombre d'oxydation de chaque atome dans un composé chimique Il est essentiel de comprendre et d'analyser les réactions redox. Il existe certaines règles qui vous permettent de calculer leurs valeurs :

• Le nombre d'oxydation des éléments ou molécules neutres est nul. Par exemple : les métaux solides (Fe, Cu, Zn…), les molécules (O2, N2, F2).
• Les ions les composés d'un seul atome ont leur nombre d'oxydation égal à leur charge. Par exemple : Na+, Li+, Ca2+, Mg2+, Fe2+, Fe3+, Cl–.
• Le fluor a toujours un état d'oxydation -1 car c'est l'élément le plus électronégatif qui existe (F–).
• L'hydrogène a toujours un indice d'oxydation +1 (H +), à l'exception des hydrures métalliques (hydrure de potassium, KH), où il a un indice d'oxydation -1 (H–).
• L'oxygène a le numéro d'oxydation -2, à quelques exceptions près :
  • Lorsqu'il forme des composés avec le fluor, il a un indice d'oxydation de 2+. Par exemple : le difluorure d'oxygène (OF2).
  • Lorsqu'il forme des peroxydes, il a un indice d'oxydation -1 (O22-). Par exemple : peroxyde d'hydrogène (H2O2), peroxyde de sodium (Na2O2).
  • Lorsqu'il forme des superoxydes, il a l'indice d'oxydation -½ (O2–). Par exemple : le superoxyde de potassium (KO2).
• La somme algébrique des nombres d'oxydation des atomes qui composent un composé neutre est nulle.
• La somme algébrique des nombres d'oxydation des atomes qui composent un ion polyatomique est égale à la charge de l'ion. Par exemple : l'anion sulfate (SO42-) a un indice d'oxydation -2, qui est égal à la somme des nombres d'oxydation du soufre et de l'oxygène, chacun multiplié par la quantité de chaque atome du composé, dans ce cas, il a un atome de soufre et quatre atomes d'oxygène.
• Les indices d'oxydation de certains éléments chimiques ils peuvent varier selon le composé ou l'ion neutre dont ils font partie. Ensuite, il est possible de calculer le nombre d'oxydation d'un atome dans un composé comme suit :

Où non() signifie nombre d'oxydation, et l'élément chimique se trouve entre parenthèses.

De cette façon, dans chaque réaction d'oxydoréduction, il existe deux types de réactifs, l'un qui cède des électrons et l'autre qui les accepte :

• Un agent oxydant. C'est l'atome qui capte les électrons. En ce sens, son état d'oxydation initial diminue et une réduction se produit. De cette façon, il augmente sa charge électrique négative en gagnant des électrons.
• Un agent réducteur. C'est l'atome qui cède les électrons et augmente son état d'oxydation initial, subissant l'oxydation. De cette façon, il augmente sa charge électrique positive en cédant des électrons.

Certains produits chimiques peuvent être oxydés et réduits en même temps. Ces éléments sont appelés ampholytes, et le processus dans lequel cela se produit est appelé ampholyte.

Les réactions d'oxydoréduction sont l'une des réactions chimiques les plus courantes dans le univers, car ils font partie des processus de photosynthèse Dans les plantes et de la respiration chez les animaux, qui permettent la continuité de vie.

Caractéristiques des réactions redox

Les réactions d'oxydoréduction nous entourent quotidiennement. L'oxydation de les métaux, la la combustion de gaz en cuisine ou encore l'oxydation du glucose pour obtenir ATP dans notre corps en sont quelques exemples.

Dans la plupart des cas, les réactions redox libèrent une quantité importante de énergie.

Généralement, chaque réaction d'oxydoréduction est composée de deux étapes ou demi-réactions. Dans l'une des demi-réactions, l'oxydation se produit (le réactif est oxydé) et dans l'autre, la réduction se produit (le réactif est réduit).

La réaction d'oxydoréduction totale, obtenue en combinant algébriquement toutes les demi-réactions, est souvent appelée « réaction globale ». Il est important de noter que lorsque des semi-réactions sont combinées algébriquement, la masse et la charge doivent être ajustées. C'est-à-dire que le nombre d'électrons libérés pendant l'oxydation doit être le même que le nombre d'électrons gagnés pendant la réduction, et la masse de chaque réactif doit être égale à la masse de chaque produit.

Par exemple:

• Réduction demi-réaction. Réduction de le cuivre en capturant deux électrons. Diminue son état d'oxydation.
  
• Semi-réaction d'oxydation. Oxydation du fer par perte de deux électrons. Augmente son état d'oxydation.
  
  Réaction globale :
  

Types de réactions redox

Les réactions de combustion (réactions redox) libèrent de l'énergie qui peut créer un mouvement.

Il existe différents types de réactions redox, dotées de caractéristiques différentes. Les types les plus courants sont :

• La combustion. Les combustions sont des réactions chimiques redox qui libèrent une quantité importante d'énergie sous forme de Chauffer Oui lumière. Ces réactions sont des oxydations rapides qui dégagent beaucoup d'énergie. L'énergie libérée peut être utilisée de manière contrôlée pour générer un mouvement dans les moteurs de voiture. Un élément appelé oxydant (qui est réduit et oxydé en combustible) et un élément combustible (qui est oxydé et réduit en comburant). Quelques exemples de combustibles sont l'essence et le gaz que nous utilisons dans nos cuisines, tandis que le comburant le plus connu est l'oxygène gazeux (O2).
• Oxydation de métaux. Ce sont des réactions plus lentes que la combustion. Ils sont communément décrits comme la dégradation de certains matériaux, notamment métalliques, par l'action de l'oxygène sur eux. C'est un phénomène connu dans le monde entier et quotidien, en particulier dans les populations côtières, où les sels de l'environnement accélèrent (catalysent) la réaction. C'est pourquoi une voiture, après nous avoir emmenés à la plage, doit être nettoyée de toute trace d'eau salée.
• Disproportion. Aussi appelées réactions de dismutation, elles présentent un seul réactif à la fois réduit et oxydé. Un cas typique de ceci est la décomposition du peroxyde d'hydrogène (H2O2).
• Défilement simple. Aussi appelées « réactions de substitution simple », elles se produisent lorsque deux éléments échangent leurs places respectives au sein d'un même composé. C'est-à-dire qu'un élément en remplace un autre à sa place exacte dans la formule, en équilibrant leurs charges électriques respectives avec d'autres atomes, le cas échéant. Un exemple est ce qui se passe lorsqu'un métal déplace l'hydrogène dans un acide et que des sels se forment, comme cela se produit lorsque batteries d'un appareil en panne.

Exemples de réactions redox

Les exemples de réactions redox sont très abondants. Nous allons essayer de donner un exemple de chacun des types précédemment décrits :

• La combustion de l'octane. Octane est un hydrocarbure composant de l'essence utilisé pour faire fonctionner le moteur de nos voitures. Lorsque l'octane réagit avec l'oxygène, l'octane est oxydé et l'oxygène est réduit, libérant une grande quantité d'énergie à la suite de cette réaction. Cette énergie libérée est utilisée pour générer du travail dans le moteur, produisant également du dioxyde de carbone et de la vapeur d'eau dans le processus. L'équation qui représente cette réaction est :
  
• La décomposition du peroxyde d'hydrogène. Il s'agit d'une réaction de dismutation dans laquelle le peroxyde d'hydrogène se décompose en ses éléments constitutifs, l'eau et l'oxygène. Dans cette réaction, l'oxygène est réduit en diminuant son indice d'oxydation de -1 (H2O2) à -2 (H2O), et il est oxydé en augmentant son indice d'oxydation de -1 (H2O2) à 0 (O2).
  
• Déplacement de l'argent par le cuivre. C'est une réaction de déplacement simple dans lequel vous pouvez voir comment en immergeant un fragment de cuivre métallique dans une solution de nitrate d'argent, le Couleur de la solution vire au bleu et une fine couche d'argent métallique se dépose sur le fragment de cuivre. Dans ce cas, une partie du cuivre métallique (Cu) est transformée en ion Cu2+, en tant que partie du nitrate de cuivre (II) (Cu(NO3) 2), dont la solution a une belle couleur bleue. D'autre part, une partie du cation Ag+, qui fait partie du nitrate d'argent (AgNO3), se transforme en argent métallique (Ag) qui se dépose.
  
• Réaction du zinc avec de l'acide chlorhydrique dilué. Il s'agit d'une simple réaction de déplacement dans laquelle l'hydrogène dans HCl (aq) est déplacé par le zinc pour former un sel.
  
• Oxydation du fer. Le fer métallique s'oxyde lorsqu'il entre en contact avec l'oxygène du air. Cela se voit dans la vie de tous les jours lorsque les objets en fer forment une couche de rouille brune lorsqu'ils sont exposés à l'air pendant de longues périodes. Dans cette réaction, le fer métallique (Fe), qui a un état d'oxydation de 0, se transforme en Fe3 +, c'est-à-dire que son état d'oxydation augmente (il s'oxyde). Pour cette raison, on dit intuitivement ou familièrement : le fer rouille.
  

Applications industrielles

Dans les centrales électriques, les réactions redox sont capables de déplacer de gros moteurs.

Les applications industrielles des réactions redox sont infinies. Par exemple, les réactions de combustion sont idéales pour produire travail qui sert à générer mouvement dans les gros moteurs utilisés dans les centrales électriques pour produire électricité.

Le processus consiste à brûler combustibles fossiles obtenir de la chaleur et produire vapeur d'eau dans une chaudière, cette vapeur est ensuite utilisée pour entraîner de gros moteurs ou turbines. D'autre part, les réactions de combustion sont également utilisées pour faire fonctionner le moteur des véhicules à moteur qui utilisent des combustibles fossiles, comme nos voitures.

D'autre part, les réactions redox de substitution et de déplacement sont utiles pour obtenir certains éléments dans un état de pureté qui n'est pas souvent vu dans le la nature. Par exemple, l'argent est très réactif. Bien qu'il soit rare de le trouver pur dans le sous-sol minéral, un degré élevé de pureté peut être obtenu grâce à une réaction d'oxydoréduction. Il en va de même pour l'obtention de sels et autres composés.