Physique-Chimie (Spé) — Constitution et transformations de la matière
Les réactions d'oxydo-réduction
Oxydant, réducteur, couples redox, piles, nombre d'oxydation
Résumé synthétiqueFiche en 4 sectionsQuiz de 10 questionsGratuit, sans pub
Résumé
Les réactions d'oxydo-réduction (redox) impliquent un transfert d'électrons entre espèces chimiques. L'oxydation est une perte d'électrons, la réduction est un gain d'électrons. Un oxydant est une espèce qui capte des électrons (il est réduit), un réducteur est une espèce qui cède des électrons (il est oxydé). Chaque couple redox s'écrit sous la forme Ox/Red, par exemple Cu²⁺/Cu ou Zn²⁺/Zn. La demi-équation associée est : Ox + n e⁻ → Red. Pour équilibrer une réaction redox, on écrit les deux demi-équations, on ajuste le nombre d'électrons échangés, puis on les additionne. Exemple classique : quand on plonge une lame de zinc dans une solution de sulfate de cuivre, le zinc (réducteur) cède 2 électrons au cuivre Cu²⁺ (oxydant). Le zinc se dissout (Zn → Zn²⁺ + 2e⁻) et le cuivre se dépose (Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu). Ce principe est exploité dans les piles électrochimiques : les deux demi-réactions sont séparées dans deux compartiments reliés par un pont salin, et les électrons circulent dans un circuit extérieur, produisant un courant électrique. La pile Daniell (Zn/Cu) en est l'exemple historique.
Les réactions redox sont des transferts d'électrons entre espèces chimiques. C'est le principe qui fait fonctionner les piles, corrode le fer et permet la respiration cellulaire. Tout repose sur qui donne et qui reçoit les électrons.
- Oxydation = perte d'électrons. Réduction = gain d'électrons. Moyen mnémotechnique : « Perte = Oxydation, Gain = Réduction »
- Un oxydant est une espèce capable de GAGNER des électrons (elle est réduite lors de la réaction)
- Un réducteur est une espèce capable de CÉDER des électrons (il est oxydé lors de la réaction)
- Couple redox : noté Ox/Red → exemple : Cu²⁺/Cu, Fe³⁺/Fe²⁺, Zn²⁺/Zn, MnO₄⁻/Mn²⁺
- Demi-équation : Ox + n e⁻ → Red (sens de la réduction)
- L'oxydant et le réducteur d'un même couple sont conjugués (comme acide/base)
- Un métal est généralement un réducteur (il cède facilement ses électrons)
- L'ion métallique correspondant est l'oxydant conjugué
Exemple
Couple Fe³⁺/Fe²⁺ : l'oxydant est Fe³⁺ (il peut gagner un e⁻), le réducteur est Fe²⁺ (il peut céder un e⁻). Demi-équation : Fe³⁺ + e⁻ → Fe²⁺. On voit bien que Fe³⁺ capte un électron (réduction) pour devenir Fe²⁺.
Piège à éviter
L'oxydant N'EST PAS celui qui oxyde, c'est celui qui EST réduit (il gagne des e⁻). De même, le réducteur EST oxydé (il perd des e⁻). Le nom désigne la capacité de l'espèce, pas ce qui lui arrive.
Équilibrer une réaction redox demande de la méthode : on écrit les deux demi-équations séparément, on ajuste les électrons pour qu'ils s'annulent, puis on additionne. C'est un exercice classique au Bac.
- Étape 1 : identifier les deux couples redox mis en jeu
- Étape 2 : écrire les deux demi-équations (en milieu acide, ajouter H₂O et H⁺ pour équilibrer O et H)
- Étape 3 : multiplier les demi-équations pour que le nombre d'électrons échangés soit le même
- Étape 4 : additionner les deux demi-équations → les électrons s'annulent
- Exemple : Zn → Zn²⁺ + 2e⁻ (oxydation) et Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu (réduction)
- Bilan : Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu (2 e⁻ transférés du zinc au cuivre)
- Le nombre d'oxydation (n.o.) permet de repérer qui est oxydé et qui est réduit
- Règle : si le n.o. augmente → oxydation ; s'il diminue → réduction
Exemple
Équilibrage de la réaction entre le fer Fe et l'ion cuivre Cu²⁺. Demi-équations : Fe → Fe²⁺ + 2e⁻ (oxydation) et Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu (réduction). Les 2 e⁻ s'annulent. Bilan : Fe + Cu²⁺ → Fe²⁺ + Cu. Si on plonge un clou en fer dans du sulfate de cuivre bleu, le clou se couvre de cuivre rouge et la solution se décolore.
Piège à éviter
Les électrons ne doivent JAMAIS apparaître dans l'équation bilan finale. Si des e⁻ restent dans votre équation, c'est que les deux demi-équations n'ont pas le même nombre d'électrons échangés.
Une pile transforme l'énergie chimique en énergie électrique en séparant physiquement les deux demi-réactions. Les électrons sont ainsi forcés de passer par le circuit extérieur, créant un courant.
- Une pile convertit l'énergie chimique d'une réaction redox en énergie électrique
- Deux demi-piles contenant chacune un métal dans une solution de son ion (électrode)
- Le pont salin (solution de KCl ou KNO₃) assure la neutralité électrique en laissant circuler les ions
- Les électrons circulent dans le circuit extérieur du réducteur vers l'oxydant → courant électrique
- Pile Daniell : Zn/Zn²⁺ // Cu²⁺/Cu → le zinc est l'anode (−), le cuivre est la cathode (+)
- Anode = électrode où a lieu l'oxydation (pôle −). Cathode = électrode où a lieu la réduction (pôle +)
- La force électromotrice (f.é.m.) dépend des couples redox utilisés (pile Daniell ≈ 1,1 V)
- Applications : piles alcalines, piles au lithium, batteries rechargeables (accumulateurs)
Exemple
Pile Daniell : anode = lame de zinc dans ZnSO₄ (1 mol/L), cathode = lame de cuivre dans CuSO₄ (1 mol/L). Le zinc se dissout (Zn → Zn²⁺ + 2e⁻), le cuivre se dépose (Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu). f.é.m. ≈ 1,1 V. La masse de l'anode diminue et celle de la cathode augmente au cours du temps.
Piège à éviter
Anode = oxydation = pôle négatif (−). Cathode = réduction = pôle positif (+). Moyen mnémotechnique : « AnOx » (Anode-Oxydation) et « CathRed » (Cathode-Réduction). Ne pas confondre avec l'électrolyse où c'est inversé !
Les réactions redox sont partout dans la vie quotidienne : de la rouille sur un portail à la combustion dans un moteur, en passant par la respiration cellulaire. Reconnaître ces réactions permet de mieux comprendre le monde.
- Corrosion du fer : Fe → Fe²⁺ + 2e⁻ (le fer s'oxyde en rouille en présence d'eau et d'O₂)
- Protection cathodique : on fixe un métal plus réducteur (zinc) au fer → le zinc s'oxyde à sa place
- Galvanisation : recouvrir le fer d'une couche de zinc protectrice
- Combustion : le carburant (réducteur) cède des e⁻ à l'O₂ (oxydant) → énergie thermique
- Respiration cellulaire : le glucose (réducteur) est oxydé → CO₂ + H₂O + énergie (ATP)
- Dosage par permanganate (MnO₄⁻, violet) : la décoloration indique que tout le réducteur a réagi
Exemple
La protection cathodique d'un pylône en acier : on fixe un bloc de zinc à la base du pylône. Le zinc (plus réducteur que le fer) s'oxyde à sa place : Zn → Zn²⁺ + 2e⁻. Le fer est ainsi protégé. On remplace le bloc de zinc quand il est consommé.
Piège à éviter
La combustion est aussi une réaction redox ! Le carburant (réducteur) est oxydé par le dioxygène O₂ (oxydant). Beaucoup d'élèves ne pensent pas à classer les combustions parmi les réactions redox.
Quiz - Oxydo-réduction
10 questions
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Notions clés — Physique-Chimie (Spé)
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Questions fréquentes
Les points clés à retenir sur Les réactions d'oxydo-réduction, extraits du quiz de révision.
Un réducteur est une espèce qui :
Réponse : Cède des électrons
Un réducteur cède des électrons (il est oxydé). Moyen mnémotechnique : Réducteur = il réduit l'autre en lui donnant ses e⁻.
Dans la pile Daniell, l'anode est :
Réponse : L'électrode de zinc (−)
L'anode est l'électrode de zinc, siège de l'oxydation (Zn → Zn²⁺ + 2e⁻). C'est le pôle négatif.
Lors de la réaction Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu :
Réponse : Le zinc est oxydé et Cu²⁺ est réduit
Le zinc perd 2 e⁻ (oxydé) et Cu²⁺ gagne 2 e⁻ (réduit). Il y a transfert d'électrons du Zn au Cu²⁺.
Le rôle du pont salin dans une pile est de :
Réponse : Assurer la neutralité électrique des solutions
Le pont salin laisse migrer les ions pour maintenir la neutralité électrique dans chaque demi-pile.