Potentiel d'oxydo-réduction Article, Signification, Explication

En chimie, le notion de couple oxydant/réducteur est arbitraire. Il s'agit de deux espèces dont l'une est l'oxydant et l'autre le réducteur d'une réaction d'oxydo-réduction, et qui ont des similitudes quant à leur composition chimique ; globalement, seule la charge électrique ou le nombre d'atomes d'élément oxydant (oxygène, soufre) les distingue.

Ces couples étant définis, on leur associe un potentiel d'oxydo-réduction ou potentiel redox indiquant le caractère plus ou moins oxydant de l'oxydant et, réciproquement, le caractère plus ou moins réducteur du réducteur. Il se mesure en volts et intervient dans l'étude des piles électriquess.

Ce potentiel peut dépendre du contexte chimique et notamment du pH, et même du contexte physique : les effets de la lumière sont mis à profit aussi bien par la nature dans la photosynthèse, que par l'homme dans la photographie.

Table of contents

1 Oxydant et réducteur 2 Potentiels standard d'oxydo-réduction à 25°C 3 Voir aussi

Oxydant et réducteur

La référence du potentiel d'oxydo-réduction est celui de l'eau pure, conventionnellement fixé à zéro. Les corps dits « oxydants » sont les oxydants des couples ayant un potentiel positif (ils absorbent des électrons, ce qui se traduit par une charge électrique positive) ; les corps dits « réducteurs » sont les réducteurs des couples ayant un potentiel négatif (ils cèdent des électrons, d'où potentiel négatif). Les valeurs caractéristiques des potentiels sont de l'ordre de quelques volts.

On voit là que l'on a deux significations différentes pour les termes « oxydant » et « réducteur » :

• la signification liée à une réaction d'oxydo-réduction donnée (accepteur ou donneur d'électron dans la réaction) ;
• la signification liée au potentiel d'oxydo-réduction : un « réducteur » est un corps qui joue le rôle de réducteur dans de nombreuses réaction, un « oxydant » est un corps qui joue le rôle d'oxydant dans de nombreuses réactions, mais un « oxydant » peut parfois être un réducteur s'il est face à un « oxydant » plus fort et qu'il peut encore s'oxyder.

C'est cette deuxième signification qui est utilisée ici. Les « oxydants » les plus forts ne peuvent eux-même pas s'oxyder et sont donc toujours des oxydants, les « réducteurs » les plus forts ne peuvent eux-même pas se réduire et sont donc toujours des réducteurs. Mais certains corps peuvent être alternativement oxydants et réducteurs, comme par exemple l'eau ou le monoxyde de carbone.

Les oxydants les plus forts dans cette échelle sont les halogènes (F₂, Cl₂...), l'ion permanganate (MnO₄^-) en milieu acide, l'ion hypochlorite (ClO^-), le dioxygène (O₂), le soufre (S).

Les réducteurs classiques sont les métaux, dont le carbone et l'hydrogène¹.

Note :

1. l'hydrogène n'existe qu'à l'état gazeux sur Terre (sous forme de dihydrogène, H₂). Cependant, dans des conditions de forte pression et de faible température, il peut cristalliser (solidification) et a alors des propriétés métalliques.

Potentiels standard d'oxydo-réduction à 25°C

Considérons deux couples Ox1/Red1 et Ox2/Red2, de potentiel respectif E₁⁰ et E₂⁰, tels que

E₁⁰ < E₂⁰.

En utilisant la règle dite du gamma, il est possible de prévoir le sens d'une réaction. En plaçant les couples sur une échelle par potentiel croissant, l'oxydant le plus élevé (ici Ox2) réagira avec le réducteur placé en dessous (ici Red1) pour donner Red2 et Ox1 :

Ox2 + Red1 → Red2 + Ox1.

Par exemple, l'oxydation du fer (Fe) par le dioxygène de l'air pour former de l'hématite (Fe₂O₃)

4Fe + 3O₂ → 2Fe₂O₃ (oxydo-réduction)

peut s'écrire

4Fe → 4Fe³⁺ + 12e^- (oxydation)

3O₂ + 12e^- → 6O^2- (réduction)

Les deux couples sont Fe²⁺/Fe et O₂/O^2- ; le potentiel de O₂/O^2- est supérieur à celui de Fe²⁺/Fe.

Il faut noter qu'une réaction possible peut ne pas avoir lieu, ou seulement très lentement, pour des raisons cinétiques. Par exemple, l'oxydation du fer par le dioxygène de l'air (formation de la rouille) est une réaction lente.

Exemples de potentiels standard

Oxydant	E0 (V)	Réducteur
F2	+2.87	F+
S2	+2.10	SO42-
MnO4-	+1.69	MnO2
MnO4	+1.51	Mn2+
Au3+	+1.50	Au
PbO2	+1.45	Pb2+
Cl2 (aq)	+1.39	Cl-
Cr2O72-	+1.33	Cr3+
O2 (g)	+1.23	H2O
Br2	+1.07	Br-
NO3-	+0.96	NO(g)
Ag+	+0.80	Ag
Fe3+	+0.77	Fe2+
I2 (aq)	+0.62	I-
Cu2+	+0.34	Cu
CH3CHO	+0.19	CH3CH2OH
SO42-	+0.17	SO2
SO4O62-	+0.09	S2O32-
H3O+	0.00	H2 (g)
CH3CO2H
CH3CH3CHO
Pb2+
Pb
Sn2+
Sn
Ni2+
Ni
Fe2+
Fe
Zn2+
Zn
Al3+
Al
Mg2+
Mg
Na+
Na
Ba2+
Ba
K+
K
Li+
Li

Voir aussi

• Réaction d'oxydo-réduction
• Potentiel électrochimique
• Équation de Nernst

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