Réactions acide-base et oxydoréduction : principes fondamentaux

Les réactions acide-base selon Brønsted

Une réaction acide-base est une transformation chimique impliquant le transfert d'un ou plusieurs protons (ions hydrogène \(H^+\)) entre deux espèces chimiques.

Un acide au sens de Brønsted est une espèce chimique capable de céder un ou plusieurs protons \(H^+\).
Une base au sens de Brønsted est une espèce chimique capable de capter un ou plusieurs protons \(H^+\).

Un couple acide/base conjuguée est constitué d'un acide et de la base qu'il forme après avoir cédé un proton, ou d'une base et de l'acide qu'elle forme après avoir capté un proton. Il est noté \(AH/A^-\) ou \(BH^+/B\).

Méthode
Identifier l'acide et la base conjuguée ou la base et l'acide conjugué au sein du couple.
Écrire la demi-équation acide-base en faisant apparaître le transfert de \(H^+\). La forme générale est : Acide $\rightleftharpoons$ Base + \(H^+\).
Pour une réaction complète, identifier les deux couples acide/base impliqués.
Écrire les deux demi-équations correspondantes, en orientant la demi-équation de l'acide dans le sens de la libération de \(H^+\) et celle de la base dans le sens de la consommation de \(H^+\).
Combiner les deux demi-équations de manière à ce que les protons \(H^+\) n'apparaissent pas dans l'équation bilan.

Exemple
Écrire l'équation de la réaction entre l'acide éthanoïque \(CH_3COOH\) et l'eau \(H_2O\).

Corrigé pas à pas
1. L'acide éthanoïque \(CH_3COOH\) est un acide qui cède un proton pour former l'ion éthanoate \(CH_3COO^-\). Le couple est : \(CH_3COOH/CH_3COO^-\).
2. L'eau \(H_2O\) peut capter un proton pour former l'ion oxonium \(H_3O^+\). L'eau agit ici comme une base. Le couple est : \(H_3O^+/H_2O\).
3. Demi-équation pour l'acide éthanoïque : \(CH_3COOH \rightleftharpoons CH_3COO^- + H^+\)
4. Demi-équation pour l'eau (base) : \(H_2O + H^+ \rightleftharpoons H_3O^+\)
5. En combinant les deux demi-équations, on obtient l'équation bilan, où les protons \(H^+\) se simplifient :
\(CH_3COOH + H_2O \rightleftharpoons CH_3COO^- + H_3O^+\)

Erreurs fréquentes
Oublier d'équilibrer les charges ou les atomes dans les demi-équations.
Confondre l'acide et la base dans un couple (l'acide est toujours celui qui possède le proton supplémentaire).
Ne pas comprendre le rôle amphiprotique de l'eau (qui peut agir comme acide ou comme base selon le contexte).

Les réactions d'oxydoréduction : transfert d'électrons

Une réaction d'oxydoréduction (ou réaction redox) est une transformation chimique impliquant un transfert d'électrons entre deux espèces chimiques.

Une oxydation est une perte d'électrons.
Une réduction est un gain d'électrons.

Un oxydant est une espèce chimique capable de capter un ou plusieurs électrons (il est réduit).
Un réducteur est une espèce chimique capable de céder un ou plusieurs électrons (il est oxydé).

Chaque oxydant est associé à un réducteur conjugué pour former un couple oxydant/réducteur (rédox), noté Ox/Red.

Méthode
Identifier l'oxydant et le réducteur conjugué (ou inversement) au sein du couple.
Écrire la demi-équation électronique en respectant la conservation des éléments autres que l'oxygène (O) et l'hydrogène (H). La forme générale est : Oxydant + n \(e^-\rightleftharpoons\) Réducteur.
Équilibrer les atomes d'oxygène (O) en ajoutant des molécules d'eau (\(H_2O\)) du côté nécessaire.
Équilibrer les atomes d'hydrogène (H) en ajoutant des ions \(H^+\) du côté nécessaire (en milieu acide).
Équilibrer les charges électriques en ajoutant des électrons (\(e^-\)) du côté de l'oxydant.
Pour une réaction complète, identifier les deux couples Ox/Red impliqués.
Écrire les deux demi-équations correspondantes, en orientant la demi-équation de l'oxydant dans le sens de la consommation d'électrons et celle du réducteur dans le sens de la production d'électrons.
Ajuster les coefficients stœchiométriques de chaque demi-équation afin que le nombre d'électrons échangés soit le même dans les deux demi-équations.
Combiner les deux demi-équations de manière à ce que les électrons n'apparaissent pas dans l'équation bilan.

Exemple
Écrire l'équation de la réaction entre les ions fer(II) \(Fe^{2+}\) et les ions permanganate \(MnO_4^-\), sachant que les couples sont \(Fe^{3+}/Fe^{2+}\) et \(MnO_4^-/Mn^{2+}\) en milieu acide.

Corrigé pas à pas
1. Pour le couple \(Fe^{3+}/Fe^{2+}\) : \(Fe^{2+}\) est le réducteur, il s'oxyde en \(Fe^{3+}\).
Demi-équation : \(Fe^{2+} \rightleftharpoons Fe^{3+} + e^-\) (déjà équilibrée en atomes et charges).
2. Pour le couple \(MnO_4^-/Mn^{2+}\) : \(MnO_4^-\ ) est l'oxydant, il se réduit en \(Mn^{2+}\).
• Équilibrer Mn : \(MnO_4^- \rightleftharpoons Mn^{2+}\)
• Équilibrer O avec \(H_2O\) : \(MnO_4^- \rightleftharpoons Mn^{2+} + 4H_2O\)
• Équilibrer H avec \(H^+\) : \(MnO_4^- + 8H^+ \rightleftharpoons Mn^{2+} + 4H_2O\)
• Équilibrer les charges : Côté gauche (+7), côté droit (+2). Il faut ajouter 5 électrons à gauche.
Demi-équation : \(MnO_4^- + 8H^+ + 5e^- \rightleftharpoons Mn^{2+} + 4H_2O\)
3. Pour combiner les deux demi-équations, il faut que le nombre d'électrons soit le même. On multiplie la première demi-équation par 5 :
\(5Fe^{2+} \rightleftharpoons 5Fe^{3+} + 5e^-\)
4. On additionne les deux demi-équations :
\(5Fe^{2+} + MnO_4^- + 8H^+ + 5e^- \rightleftharpoons 5Fe^{3+} + 5e^- + Mn^{2+} + 4H_2O\)
5. On simplifie les électrons pour obtenir l'équation bilan :
\(5Fe^{2+} + MnO_4^- + 8H^+ \rightleftharpoons 5Fe^{3+} + Mn^{2+} + 4H_2O\)

Erreurs fréquentes
Oublier d'équilibrer les atomes d'oxygène et d'hydrogène avec \(H_2O\) et \(H^+\).
Ne pas équilibrer correctement les charges en ajoutant les électrons.
Multiplier incorrectement les demi-équations pour égaliser le nombre d'électrons.
Confondre oxydant (qui capte des électrons) et réducteur (qui cède des électrons).

Écrire une demi-équation acide-base

1. Identifier l'acide et sa base conjuguée (ou la base et son acide conjugué) au sein du couple.
2. Placer l'acide à gauche et la base à droite du signe d'équilibre (\(\rightleftharpoons\)).
3. Ajouter le ou les protons \(H^+\) du côté de la base pour équilibrer la charge et les atomes d'hydrogène.

Exemple
Écrire la demi-équation acide-base pour le couple acide méthanoïque/ion méthanoate (\(HCOOH/HCOO^-\)).

Corrigé pas à pas
1. L'acide est \(HCOOH\), la base conjuguée est \(HCOO^-\).
2. On écrit : \(HCOOH \rightleftharpoons HCOO^-\,.
3. Pour équilibrer les charges (0 à gauche, -1 à droite) et les atomes d'hydrogène, on ajoute un proton \(H^+\) à droite :
\(HCOOH \rightleftharpoons HCOO^- + H^+\)

Équilibrer une demi-équation d'oxydoréduction

1. Écrire les formules de l'oxydant et du réducteur du couple.
2. Équilibrer tous les éléments autres que l'oxygène (O) et l'hydrogène (H).
3. Équilibrer les atomes d'oxygène (O) en ajoutant des molécules d'eau (\(H_2O\)) du côté nécessaire.
4. Équilibrer les atomes d'hydrogène (H) en ajoutant des ions hydrogène (\(H^+\)) du côté nécessaire (en milieu acide).
5. Équilibrer les charges électriques en ajoutant des électrons (\(e^-\)) du côté de l'oxydant.

Exemple
Équilibrer la demi-équation d'oxydoréduction pour le couple dioxyde de manganèse/ion manganèse(II) (\(MnO_2/Mn^{2+}\)) en milieu acide.

Corrigé pas à pas
1. On écrit : \(MnO_2 \rightleftharpoons Mn^{2+}\,.
2. Le manganèse (Mn) est déjà équilibré.
3. Équilibrer O : Il y a 2 atomes d'oxygène à gauche et 0 à droite. On ajoute 2 molécules d'eau à droite :
\(MnO_2 \rightleftharpoons Mn^{2+} + 2H_2O\)
4. Équilibrer H : Il y a 4 atomes d'hydrogène à droite (dans \(2H_2O\)) et 0 à gauche. On ajoute 4 ions \(H^+\) à gauche :
\(MnO_2 + 4H^+ \rightleftharpoons Mn^{2+} + 2H_2O\)
5. Équilibrer les charges : Le côté gauche a une charge de \(+4\) (\(0 + 4\times(+1)\)). Le côté droit a une charge de \(+2\). Pour équilibrer, on ajoute 2 électrons (charges négatives) au côté le plus positif (gauche) :
\(MnO_2 + 4H^+ + 2e^- \rightleftharpoons Mn^{2+} + 2H_2O\)

Écrire l'équation bilan d'une réaction chimique (acide-base ou oxydoréduction)

1. Identifier les deux couples (acide/base ou Ox/Red) participant à la réaction.
2. Écrire les deux demi-équations correspondantes, en veillant à ce que l'une soit dans le sens de la consommation de l'espèce de départ et l'autre dans le sens de la production.
3. Pour les réactions d'oxydoréduction, ajuster les coefficients stœchiométriques de chaque demi-équation afin que le nombre d'électrons échangés soit le même dans les deux demi-équations.
4. Additionner les deux demi-équations et simplifier les espèces communes (\(H^+\), \(H_2O\) pour les redox, \(H^+\) pour les acide-base, et les électrons pour les redox).

Exemple
Écrire l'équation bilan de la réaction entre l'ion hypochlorite \(ClO^-\ ) et l'ion iodure \(I^-\ ) en milieu acide. Les couples sont \(ClO^-/Cl^-\ ) et \(I_2/I^-\ ).

Corrigé pas à pas
1. Les espèces de départ sont l'ion hypochlorite \(ClO^-\ ) (qui est l'oxydant du premier couple) et l'ion iodure \(I^-\ ) (qui est le réducteur du second couple).
2. Écriture des demi-équations :
• Pour le couple \(ClO^-/Cl^-\ ) (réduction de l'oxydant) :
\(ClO^- \rightleftharpoons Cl^-\) (équilibrer Cl)
\(ClO^- \rightleftharpoons Cl^- + H_2O\) (équilibrer O avec \(H_2O\))
\(ClO^- + 2H^+ \rightleftharpoons Cl^- + H_2O\) (équilibrer H avec \(H^+\))
\(ClO^- + 2H^+ + 2e^- \rightleftharpoons Cl^- + H_2O\) (équilibrer les charges avec \(e^-\))
• Pour le couple \(I_2/I^-\ ) (oxydation du réducteur) :
\(2I^- \rightleftharpoons I_2\) (équilibrer I)
\(2I^- \rightleftharpoons I_2 + 2e^-\) (équilibrer les charges avec \(e^-\))
3. Le nombre d'électrons échangés est déjà le même (2 \(e^-\)) dans les deux demi-équations.
4. Additionner les deux demi-équations et simplifier les électrons :
\(ClO^- + 2H^+ + 2e^- + 2I^- \rightleftharpoons Cl^- + H_2O + I_2 + 2e^-\)
L'équation bilan est :
\(ClO^- + 2H^+ + 2I^- \rightleftharpoons Cl^- + H_2O + I_2\)

Réactions acide-base

• Acide de Brønsted : Espèce capable de céder \(H^+\). Ex: \(AH \rightleftharpoons A^- + H^+\).
• Base de Brønsted : Espèce capable de capter \(H^+\). Ex: \(B + H^+ \rightleftharpoons BH^+\).
• Couple acide/base conjuguée : \(AH/A^-\ ) ou \(BH^+/B\).
• Réaction acide-base : Transfert de \(H^+\) entre un acide et une base.

Réactions d'oxydoréduction

• Oxydation : Perte d'électrons (Réducteur \(\rightarrow\) Oxydant + \(ne^-\)).
• Réduction : Gain d'électrons (Oxydant + \(ne^- \rightarrow\) Réducteur).
• Oxydant : Capte des électrons (est réduit).
• Réducteur : Cède des électrons (est oxydé).
• Couple oxydant/réducteur : Ox/Red.
• Équilibrage en milieu acide : Utiliser \(H_2O\) pour équilibrer O et \(H^+\) pour équilibrer H.
• Réaction d'oxydoréduction : Transfert d'électrons entre un oxydant et un réducteur.