A. prévision de la réaction d'oxydoréduction lorsqu'on ne dispose que des réactifs.

I. Principe général :

Lorsque dans un milieu plusieurs réactions sont envisageables, c'est en règle générale l'oxydant le plus fort qui réagit avec le réducteur le plus fort. (C'est donc la réaction pour laquelle la différence entre les potentiels de réduction sera la plus importante !)

ex. : MnO₄^- + Fe²⁺ (milieu acide) ; pour cela, repérons tous les couples où figurent les deux substances.

Fe^{2+ (oxydant !)} / Fe (+0,77)

Fe³⁺ / Fe²⁺ (red)

MnO₄^{- (oxydant)} /Mn²⁺

C'est donc l'ion manganate MnO₄^- qui sera réduit en Mn²⁺ et le Fe³⁺ qui sera oxydé en Fe²⁺

Les demi-équations :

8H⁺ + MnO₄^- + 5e^-

Mn²⁺+ 4H₂O

5 ( Fe²⁺

Fe³⁺ + e^-)

II. Exception :

Fe + H₂SO₄(2H⁺ SO₄^2-)_, les couples possibles sont par ordre croissant de E⁰:

Ox/Red	E⁰ (V)
Fe²⁺ / Fe	-0,47
Fe³⁺ / Fe	+0,04
H⁺ / H₂	0,00
SO₄^2- / H₂SO₃	+0,17
S₂O₈^2- / SO₄^2-	+2,01

Théoriquement, les couples devant réagir sont "SO₄^2-/H₂SO₃" et " Fe²⁺/Fe . Expérimentalement, c'est le couple (H⁺/H) qui captera les électrons car la transformation du SO₄^2- est trop lente !

2 H⁺ + 2e^-

H₂

Fe²⁺ + 2 e^-

Ces exceptions ne sont vérifiables qu'expérimentalement et seront notifiées dans les exercices.

Edition d'une réaction d'oxydoréduction

B. Titrages d'oxydoréduction

I. principe :

Déterminer la concentration d'une solution inconnue en déterminant son point d'équivalence avec une solution de concentration connue.

La recherche du point d'équivalence se fait grâce au changement de couleur de deux espèces d'un même couple.

Lors d'un dosage d'oxydoréduction, on a à l'équivalence n_ox=n_red. Les espèces peuvent changer de couleur entre la forme oxydée et la forme réduite, ce qui permet de repérer le point d'équivalence. S'il n'y a pas de changement de couleur lors d'une réaction d'oxydoréduction, on peut utiliser un indicateur redox pour caractériser l'équivalence (exemple : Iode + empois d'amidon).

MnO₄^- est violet intense alors que Mn²⁺ est incolore

(c) photographie : professeur Stan Smith, Department of Chemistry, University of Illinois at Urbana-Champaign.

II. exemple : titrage de l'eau de javel (NaClO ; oxydant) par iodométrie (iode) :

I₂ est brun-jaune et I^- est incolore

Principe général :

Si l'on titre de l'eau de javel par iodométrie (ajout d'iode), l'on obtient une substance brune. L'on ajoute ensuite progressivement une solution de thiosulfate de sodium. La solution d'eau de javel et d'iode s'éclaircit et devient jaune. On y rajoute ensuite de l'empois d'amidon. la solution devient bleu foncé. On continue l'ajout de thiosulfate de sodium jusqu'au moment où la solution d'eau de javel (+ iode) devient incolore. Nous sommes dès lors au point d'équivalence (comme dans le cas des titrages acido-basiques).