Oxydo-réduction

De manière intuitive, on est tenté de définir une oxydation comme étant la combinaison d'un corps avec l'oxygène. Ainsi, pour Antoine Lavoisier, les réactions d'oxydation ou de réduction mettent nécessairement en jeu l'oxygène. Une oxydation est vue comme un gain d'oxygène, une réduction comme une perte d'oxygène.

Voici dans ce cadre un exemple d'oxydation :

Hg + O₂ -> 2 HgO

Et de réduction :

SO₂ -> S + O₂

Cependant, l'oxydation est une "classe" de réactions chimiques beaucoup plus vaste et d'un usage quotidien et général ; ce sont en fait toutes les réactions dans lesquelles les éléments échangent des électrons (e^-).

On adopte la définition suivante :

Une réaction d'oxydoréduction est une transformation de la matière à  l'échelle atomique par déplacement d'électrons.

L'élément qui perd un ou des électrons est appelé réducteur, l'élément qui gagne des électron est appelé oxydant. Le réducteur s'oxyde (réaction d'oxydation), l'oxydant se réduit (réaction de réduction). On parle donc en fait de réaction d' oxydo-réduction ; on utilise parfois l'abréviation rédox. L'oxydo-réduction se compose donc de deux demi-réactions : une oxydation et une réduction.

Oxydo-réduction : oxydant + réducteur → (oxydant réduit) + (réducteur oxydé)

Oxydation : réducteur → (réducteur oxydé) + ne^-

Réduction : oxydant + ne^- → (oxydant réduit)

Ces deux demi-réactions peuvent réellement être séparées, ce qui permet de générer un courrant electrique (c'est ce qui se passe dans les piles electriques).

Le caractère "oxydant" ou "réducteur" n'est pas absolu, mais relatif, dans le cadre d'une réaction chimique. Un élément réducteur dans une réaction peut être oxydant dans une autre. Mais il est possible de construire une échelle de force oxydante (ou, dans l'autre sens, de force réductrice) : c'est le potentiel d'oxydo-reduction, qui se mesure en volt. En outre, 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.

La référence du potentiel d'oxydo-réduction est celui de l'eau pure, conventionnellement fixé à  zéro. Les corps oxydant s'y distingue par une valeur positive (ils absorbent des électrons, ce qui se traduit par une charge électrique positive), et les réducteur par une valeur négative (ils cèdent des électrons -> potentiel négatif). Les valeurs caractéristique sont de l'ordre de quelques volt.

Les oxydants les plus forts dans cette échelle sont les halogènes (F₂, Cl₂...), (H₂O), l'ion permanganate (MnO₄^-) en milieu acide, l'ion hypochlorite (ClO^-), le dioxygène (O₂), le soufre (S).

Les réducteurs classiques sont les métaux et le carbone (C).

Par exemple, l'oxydation du fer 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)

Dans l'histoire, le fer (réducteur) perd des électron, il est oxydé ; l'oxygène (oxydant), lui, gagne des électrons, il est réduit.

Exemples de réactions d'oxydo-réduction : la corrosion, la combustion, la respiration, l'électrochimie.