CHAPITRE Ie
y RÉDUCTION DES COMPLEXES CUIVRIQUES PRINCIPES DE L’'OXYDO-RÉDUCTION
On sait que le cuivre, à l’état de sels simples dissous dans une solution, est libéré par nombre de corps chimiques : hydrogène sulfuré, métaux moins fortement électro-négatifs. Mais à l’état de complexe il est masqué
“aux réactifs habituels. Pour manifester sa présence, il faut désagréger la molécule dont il fait partie, et la
. transformer en passant au minimum, on se trouve alors en présence d’une oxydo-réduction, ce qu'on appelle encore système rédox.
Ces systèmes oxydo-réducteurs ont été étudiés et décrits maintes fois, mais il nous paraît opportun cependant d’en rappeler ici le principe et d'en décrire le fonctionnement.
On appelle « corps oxydant » un corps capable de dégager de l'oxygène qui sera capté par un autre corps mis en sa présence et qu’on appellera alors un corps « réducteur ». Ce sont ces deux réactions qui se complètent lune lautre qui constituent un système « d’oxydo-réduction ».
Mais si on peut parler d’oxydation dans une fixation d'oxygène, on peut en parler aussi dans la perte par un corps d’atomes d'hydrogène : un alcool primaire est oxydé quand cédant 2 H il donne une cétone. Enfin, il y a encore oxydation sans qu'il y ait captation d'Oxygène ou perte d'Hydrogène: un corps gagnant une valence sera
encore un corps oxydé: le Cuivre, le Fer, l'Etain s’oxydent quand de l’état cuivreux, ferreux ou stanneux, ils passent à la forme cuivrique, ferrique ou stannique, cette oxydation correspond à l'accroissement de la charge positive de lion métal.
ù Inversement, si l’on peut oxyder un métal on peut aussi le réduire en lui apportant pour diminuer sa charge une charge négative, c’est-à-dire un électron. On voit donc qu'un métal peut se présenter sous différents étais et selon qu'il sera plus ou moins oxydé sa charge sera plus ou moins grande: le potentiel d'oxydo- réduction” é sera donc fonction de l’état d’oxydation ou de réduction d’un corps. Conclusion pratique: la connaissance de la valeur du potentiel d’oxydo-réduction permet le dosage d’un élément sous ses deux formes oxydées et réduites, et inversement la proportion des formes oxydées el réduites en présence permet la connaissance du potentiel d’oxydo-réduction.
On admet, bien que ceci soit quelquefois fictif, qu’une solution réductrice présente dans sa masse une pression d’'Hydrogène moléculaire H? importante et qu’inversement pour une solution oxydante cette pression est nulle.
En outre, les solutions aqueuses peuvent contenir l’hydrogène à Vétat de molécules entières H? et d'ions H+ et par rapport à l’eau pure un excès d'ions H+ donne à la solution un caractère acide et un défaut lui donne un caractère alcalin. En se plaçant au point de vue des molécules H2, on peut rapporter beaucoup de réactions d’Oxydo- réduction à des échanges de valence qui se traduisent par la réaction :
2H + 2(e) =— 2 Ÿ (e)— un. électron
L’état ionique d'hydrogène mesuré en grammes donne les unités PH, c’est-à-dire les logarithmes changés de signe de la dite concentration.
L'état moléculaire de l'hydrogène se mesure en atmiosphères en unités RH?, c’est-à-dire en logarithmes changés de signe de la dite pression.
Il nous paraît utile d'étudier un peu plus profondément cette mesure du PH et du RH2.
