Réaction Redox

Réaction Redox
n., pluriel: réactions redox

Définition: En biologie, une réaction biochimique dans laquelle le nombre d’oxydation du ou des atomes a changé

Définition de la réaction Redox

Que sont les réactions redox? C’est un terme courant en chimie et en biologie. En chimie, une réaction redox est l’un des types de réaction chimique qui implique l’altération des états d’oxydation des atomes. Dans cette réaction, il y a le transfert ou le déplacement réel des électrons qui se produit entre différentes espèces chimiques. Dans cette réaction, une espèce perd des électrons tandis que l’autre gagne l’électron. (Olson, 2021) On dit que les espèces qui gagnent l’électron sont réduites tandis que les espèces qui ont perdu l’électron sont oxydées. En biologie, une réaction redox a défini tous les aspects de la vie car c’est la forme de réaction qui se produit dans des processus biologiques multiformes.

Qu’est-ce qui est impliqué dans les réactions redox? Selon la règle de réaction redox, la réaction se compose de deux parties et elles se produisent toujours ensemble. Ce sont la moitié réduite et la moitié oxydée. Les réactions demi-réduction et demi-oxydation sont les types de deux formes de demi-réactions de réactions redox. (MindTouch, 2021)

Comment déterminer une réaction Redox?

La réaction redox est toujours déterminée par une variation de l’état d’oxydation de deux atomes. S’il n’y a pas d’altération du nombre d’oxydation, il n’y a pas de réaction redox. Une autre caractéristique d’une réaction redox est qu’elle est composée de deux processus simultanés, d’où le nom. Pour mieux comprendre cela, comprenons les définitions de l’oxydation et de la réduction. Qu’est-ce que l’oxydation? L’oxydation est le processus d’augmentation de l’état d’oxydation d’un atome, d’un ion ou d’une molécule. En termes simples, cela signifie perdre l’électron. Qu’est-ce que la réduction ? La réduction est le processus de diminution de l’état d’oxydation d’un atome, d’un ion ou d’une molécule. Ou, il se réfère simplement au gain de l’électron. (Oui, réduire à cet égard signifie « gagner »). Ainsi, dans une réaction redox, alors que l’un perd un électron, un autre le gagne.

Types de réactions Redox

Ce sont les différents types de réactions redox et chacune est expliquée ci-dessous.

1. Réaction de décomposition
2. Réaction de combinaison
3. Réaction de déplacement
4. Réaction de disproportion

1. Réaction de décomposition

Comme son nom l’indique, dans la réaction de décomposition, le réactif est divisé ou décomposé en différents composants : AB → A + B

Exemples:

• 2NaH → 2Na + H2
• 2H2O → 2H2 + O2

Les produits ci-dessus sont formés par la décomposition du réactif. En conséquence, des composés chimiques plus petits sont formés.
Cependant, dans certains cas, toutes les réactions de décomposition n’ont pas besoin d’être également une réaction redox. Par exemple, CaCO3 → CaO + CO2 est une réaction de décomposition mais pas une réaction redox. Pourquoi n’est-ce pas une réaction rédox? La réaction de décomposition de CaCO3 → CaO + CO2 implique la dissociation des composants mais il n’y a pas de changement dans les états d’oxydation. Le nombre d’oxydation n’a pas changé, ce qui est censé changer lorsqu’il s’agit d’une réaction redox.

2. Réaction combinée

L’inverse de la réaction de décomposition est une réaction combinée. Dans cette réaction, il y a une combinaison de deux réactifs, et un produit est formé : A + B → AB

Exemples:

• H2 + Cl2 → 2HClC + O2 → CO2
• 4Fe + 3O2 → 2Fe2O2

3. Réaction de déplacement

Comme son nom l’indique, cette réaction implique le remplacement d’un ion ou d’un atome d’un élément par l’ion ou l’atome d’un autre élément: X + YZ → XZ + Y. Les réactions de déplacement sont de deux formes. Ce sont les réactions de déplacement du métal et les réactions de déplacement non métalliques.

• Déplacement du métal: Dans les réactions de déplacement du métal, généralement, un métal est remplacé par un autre métal. Un exemple est CuSO4 + Zn → Cu + ZnSO4. Les réactions de déplacement des métaux sont utilisées dans le procédé métallurgique pour obtenir les métaux purs à partir de leurs minerais.
• Déplacement non métallique: Dans une réaction de déplacement non métallique, de l’hydrogène H2 ou parfois de l’oxygène O2 est utilisé pour le déplacement.

4. Réaction de disproportion

Dans une réaction de disproportion, un seul réactif est aussi bien réducteur qu’oxydant.

Exemple:

P4 + 3NaOH + 3H2O → 3NaH2PO2 + PH3

Agents oxydants et réducteurs

Dans les réactions redox, il existe deux types d’agents chimiques. Ce sont les agents oxydants (oxydants) et les agents réducteurs (réducteurs). Différencions-les en comprenant leur rôle dans les processus d’oxydation et de réduction.

Potentiel d’électrode standard

Le potentiel d’électrode standard est considéré comme la valeur de la force électromotrice standard (cem) d’une telle cellule dans laquelle les molécules d’hydrogène (H2) sont oxydées sous forme de protons solvatés, sous pression standard.

Quel est le but des réactions redox dans la cellule électrochimique?

La réaction redox est la base d’une cellule électrochimique. Il peut être divisé en deux demi-réactions, l’oxydation à l’anode et la réduction à la cathode. En raison de la différence entre le potentiel électrique de deux électrodes, de l’électricité est générée. Et en raison de la différence entre les potentiels de deux électrodes métalliques, une différence de potentiel est créée pour l’électrolyte. Il est utilisé pour mesurer le pouvoir réducteur de tout élément ou composé.

Il n’existe aucun moyen simple et facile de mesurer avec précision le potentiel d’électrode ou le potentiel d’électrolyte seul. Les changements de pression, de température ou de concentration affectent non seulement le potentiel électrique, mais également les équations d’électrochimie. Dans une réaction redox, le potentiel d’oxydation est le négatif du potentiel de réduction, il suffit donc de calculer l’un des potentiels. C’est la raison pour laquelle le potentiel d’électrode standard est également écrit comme potentiel de réduction standard.

Si la valeur du potentiel de réduction standard est plus grande, la réduction (gain de l’électron) devient plus facile. Ainsi, par exemple, le potentiel de réduction standard de F2 est de + 2,87V et pour Li +, il est de -3,05V.

Mais qu’en est-il de la biologie? Quel est le but des réactions redox dans la cellule biologique?
Dans une cellule biologique, les réactions d’oxydoréduction ont différentes finalités, telles que la décomposition de la molécule de sucre en eau, en dioxyde de carbone et en énergie pendant le métabolisme. Il y a un transfert de 48 électrons de l’atome de carbone dans le sucre à l’oxygène avec la libération d’énergie.

C6H12O6 (s) + 6O2 (g) → 6CO2 (g) + 6H2O(l) + énergie

Un autre but des réactions redox dans le corps vivant est la communication cellulaire. Les molécules réactives contenant de l’oxygène dans la cellule jouent un rôle de molécules de signalisation. Par exemple, des molécules réactives contenant de l’oxygène (O2, H2O2, NO) sont produites dans la cellule de manière contrôlée lors de réactions redox. Ces produits chimiques ont des rôles différents tels que la cicatrisation des plaies, l’inflammation, le vieillissement et la mort cellulaire programmée.

Selon des études plus récentes, la réaction redox peut également être exploitée dans les cellules pour des traitements contre le cancer. Une classe de médicaments de traitement du cancer améliore la production de molécules réactives contenant de l’oxygène dans le corps tumoral, ce qui finit par tuer les cellules cancéreuses.

Exemples de réactions Redox

Quelques exemples de réactions redox sont les suivants.

Exemple 1 : Réaction entre l’hydrogène et le Fluor

Dans la réaction du fluor et de l’hydrogène, l’oxydation a lieu à l’hydrogène tandis que la réduction a lieu au fluor. L’hydrogène et le fluor se combinent et forment du fluorure d’hydrogène.

L’équation suivante montre la réaction : H2 + F2 → 2HF
L’équation d’oxydation est H2 → 2H + + 2e –
L’équation de réduction est F2 + 2e- → 2F –

Exemple 2 : Réaction entre le fer et le Peroxyde d’hydrogène

Le peroxyde d’hydrogène oxyde l’ion ferreux Fe2+ en ion ferrique Fe3+ en présence d’un acide. En conséquence, un ion hydroxyde est formé. Le peroxyde d’hydrogène réagit avec un proton, qui est donné par l’acide pour la formation d’eau.

2Fe22 ++ H2O2 + 2H + → 2Fe3 + + 2H2O
La demi-réaction d’oxydation est Fe2 + → Fe3 + + e –
La demi-réaction de réduction est H2O2 + 2e- → 2 OH–

Exemple 3 : Réaction entre le Zinc et le Cuivre

Lorsque Zn déplace l’ion de cuivre dans la solution de sulfate de cuivre, le cuivre métal est gagné.

Zn(s) + CuSO4(aq) → ZnSO4(aq) + Cu(s)
La demi-réaction d’oxydation est Zn → Zn2 + + 2e –
La demi-réaction de réduction est Cu2 + + 2e– → Cu

Signification des réactions d’oxydoréduction

Les réactions d’oxydoréduction sont significatives car elles sont les premières et les principale source d’énergie sur Terre de manière naturelle (biologique) ou non naturelle (artificielle). Une énorme quantité d’énergie peut être gagnée dans une réaction d’oxydation soit par l’élimination de l’hydrogène, soit par la combinaison de l’oxygène. (Chimie, 2021)

Réactions Redox dans l’industrie

De nombreux produits chimiques couramment utilisés dans les industries comme le chlore, la soude caustique, etc. sont formés par des réactions redox. Les réactions Redox sont utilisées dans les matériaux de blanchiment et la désinfection de l’eau. Dans la fabrication de produits de nettoyage industriels, le processus d’oxydation est utilisé. De nombreux métaux à risque de corrosion sont protégés en les joignant à des anodes sacrificielles. La galvanisation de l’acier en est un exemple. L’oxydation de l’ammoniac a produit de l’acide nitrique, un engrais essentiel. La réaction Redox est également utilisée pour la séparation des métaux de leurs minerais. La fusion du sulfure métallique en présence d’un agent réducteur en est également un exemple. Dans la fabrication d’ornements plaqués or, une réaction redox est utilisée pour appliquer une fine couche de matériau sur la surface de l’objet. Ce processus est également connu sous le nom de galvanoplastie. (W3spoint.com , 2021)

Réactions Redox en biologie

Quel est le but des réactions redox dans la cellule? De nombreux processus biologiques impliquent des réactions redox, telles que la respiration cellulaire et la photosynthèse.

Respiration cellulaire

La respiration cellulaire (C6H12O6 + 6 O2 → 6 CO2 + 6 H2O) est l’oxydation du glucose en dioxyde de carbone (CO2) et la réduction de l’oxygène (O2) en eau (H2O). La méthode d’oxydoréduction de la respiration cellulaire est liée à la réduction et à l’oxydation du NAD + en NADH et vice versa. Vous trouverez ci-dessous un schéma de la respiration cellulaire.

Photosynthèse

Dans les réactions redox de la photosynthèse (6 CO2 + 6 H2O + énergie lumineuse → C6H12O6 + 6 O2), le dioxyde de carbone est réduit en sucre et l’oxydation de l’eau donne de l’oxygène moléculaire. Le nombre d’électrons dans l’oxygène est de 8. Bien que la respiration cellulaire et la photosynthèse apparaissent comme des réactions opposées, ces deux processus ne sont pas inversés l’un de l’autre.

LIRE: Photosynthèse – Photolyse et fixation du carbone

Cycle Redox

Une grande variété de composés aromatiques sont réduits à l’aide d’enzymes pour la formation de radicaux libres. Les radicaux libres ont un ou plusieurs électrons que leur parent. Le donneur d’électrons peut être n’importe quelle flavoenzyme ou sa coenzyme. Une fois après la formation, les radicaux libres sous forme d’anions ont réduit l’oxygène en superoxyde, et le composé parent (original) non affecté se renouvelle. Globalement, dans cette réaction, il y a oxydation à la flavoenzyme coenzyme et réduction à l’oxygène moléculaire pour la formation de superoxyde. Ce comportement catalytique est appelé Cycle Redox.

Réactions Redox en géologie

En géologie, la réaction redox a de nombreuses utilisations comme:

• Mobilisation des minéraux
• Formation des minéraux
• Environnements de dépôt

Dans la couleur des roches, l’état redox est visible. La roche oxydante avait une couleur rouge. Lorsqu’un liquide réducteur ou un fluide est transmis à la roche, il donne une couleur verte ou blanche. Le liquide ou fluide réducteur contenait des minéraux contenant de l’uranium. Les marbres de Moqui et les dépôts d’uranium sont quelques exemples de dépôts formés à partir de réactions redox géologiques.

Réactions Redox dans les sols

Dans une réaction redox, il y a une réaction simultanée d’oxydation et de réduction. Un exemple de réaction redox dans le sol est l’oxydation du fer ferreux en fer ferrique par la réduction de l’oxygène en présence d’eau. (Nature, 2021)

Équilibrage des réactions Redox

Ce qui suit explique comment équilibrer une équation redox ou comment faire des réactions redox ou des réactions redox dans des solutions basiques.

• Étape I: Écrivez l’équation déséquilibrée.
• Étape II: Isoler la réaction redox en deux demi-réactions
  Donner le nombre d’oxydation à chaque atome
  Trouver et écrire les couples redox
  Combiner les couples redox en deux demi-réactions
• Étape III: Équilibrer les demi-réactions
  Équilibrer tous les atomes sauf H2 et O2
  Équilibrer tous les atomes d’O2 avec de l’eau H2O
  Équilibrer les atomes d’hydrogène avec H +
  Ajouter 1 OH–on de chaque côté de H+ pour un milieu de base
• Étape IV: Équilibrer le nombre d’électrons
• Étape V: En demi-réaction, rendre la perte d’électrons égale au gain d’électrons
• Étape VI: Additionnez ensemble des demi-réactions
• Étape VII: Simplifiez l’équation
  À la fin vérifiez que toutes les charges et tous les éléments sont équilibrés. Pour plus de facilité, un calculateur de réaction redox en ligne ou un calculateur d’état d’oxydation est également utilisé pour l’équilibrage des équations.

Comment trouver les nombres d’oxydation? Voici quelques règles de nombre d’oxydation:

1. Zéro est le nombre d’oxydation des éléments libres.
2. La charge sur un ion est équivalente au nombre d’oxydation des ions mono-atomiques.
3. La charge sur les ions est également équivalente au nombre d’oxydation des ions polyatomiques.
4. Le nombre d’oxydation de l’hydrogène est de + 1, cependant, lorsqu’il est dans un composé avec un élément électronégatif, il est, le nombre d’oxydation passe à -1.
5. Le nombre d’oxydation de l’oxygène est de -2 mais dans les peroxydes, il est de -1.
6. Le nombre d’oxydation du carbone varie considérablement. Dans le CH4, il est de -4 tandis que dans le CO2, il est de +4
7. L’élément du groupe 1 avait le numéro d’oxydation +1.
8. L’élément du groupe 2 avait le numéro d’oxydation + 2.
9. L’élément du groupe 17 avait le numéro d’oxydation -1.
10. Dans un composé neutre, le nombre total d’oxydation de tous les atomes est nul.

• Vrchimie. (2021). Réactions Redox et Potentiel électrochimique. Récupéré le 04 novembre 2021 de https://vrchemistry.chem.ox.ac.uk/potential/text/redox1.htm
• Generalic, E. (2021). ÉQUILIBRANT LES RÉACTIONS REDOX. Retrieved 04 Nov, 2021, from https://www.periodni.com/half-reaction_method.php
• MindTouch, P.b. (2021). Réactions d’oxydoréduction Extraites le 04 novembre 2021 de https://chem.libretexts.org/Bookshelves/Analytical_Chemistry/Supplemental_Modules_(Analytical_Chemistry)/Electrochimie/Redox_chimie / Réactions d’oxydation-réduction
• Nature, S. (2021). Réactions Redox et diagrammes dans le sol. Retrieved 04 Nov, 2021, from https://link.springer.com/referenceworkentry/10.1007%2F978-1-4020-3995-9_477
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