a) Généralités

Oxydo-réduction : échange irréversible d’électrons entre une espèce donnant un électron (Réducteur, Red1) et une espèce captant cet électron (Oxydant, Ox2).

L’espèce qui donne l’électron est oxydée. Celle qui capte l’électron est réduite.

Oxydation: perte d’électron

Red1 génère la forme oxydée (Ox1). Ox2 génère la forme réduite (Red2).

Réduction: gain d’électron

Oxydo-réduction : échange d’électrons entre les couples rédox Ox1/Red1 et Ox2/Red2.

b) Degré d’oxydation

Caractérise l’état d’oxydation de l’élément.

N’est pas une charge réelle, mais un état fictif, un outil conventionnel qui caractérise la configuration électronique de l’élément et ses propriétés.

c) Prévision des réactions rédox

Réaction précédente permise si : E°(Ox2/Red2) > E°(Ox1/Red1)

Un oxydant réagit avec un réducteur de potentiel normal inférieur au sien :

d) Echelle de potentiels normaux et conséquences

Cuivre: 0 (Cu, métallique) ; + I (Cu⁺, cuivreux) ; + II (Cu²⁺, cuivrique). Etats d’oxydation les plus usuels : 0 et + II.

Cu⁺ : beaucoup moins usuel, instable en solution aqueuse.

E° (Cu⁺/Cu) = + 0,52 Volt

E° (Cu²⁺/Cu⁺) = + 0,17 Volt

E° (Cu²⁺/Cu) = + 0,35 Volt

En présence d’ammoniaque, espèces en présence : Cu^(+II)(NH₃)₄²⁺, Cu^(+I)(NH₃)₂⁺ et Cu⁽⁰⁾.

Cu⁺ + 2 NH₃ → Cu^+I(NH₃)₂⁺

Cu²⁺ + 4 NH₃ → Cu^+II(NH₃)₄²⁺

Cu^+II(NH₃)₄²⁺ + e^- → Cu^+I(NH₃)²⁺ + 2NH₃        E°(Cu^+II/Cu^+I) = + 0,06 V

Cu^+I(NH₃)²⁺ + e^- → Cu + 2NH₃                          E°(Cu^+I/Cu) = - 0,13 V

Etat d’oxydation + I du Cuivre stable en présence d’ammoniaque :

Cu + Cu^+II(NH₃)₄²⁺ → 2 Cu^+I(NH₃)²⁺

Etat d’oxydation non usuel du Cuivre en solution aqueuse stabilisé en présence d’ammoniaque, sous forme d’un complexe « ammine ».