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) reposent sur un **transfert d'électrons** entre espèces chimiques. L'**oxydation** est une **perte** d'électrons, la **réduction** un **gain** d'électrons. Un **oxydant** capte des électrons (il est réduit), un **réducteur** cède des électrons (il est oxydé). Chaque **couple redox** s'écrit $\mathrm{Ox}/\mathrm{Red}$, par exemple $\mathrm{Cu^{2+}/Cu}$ ou $\mathrm{Zn^{2+}/Zn}$, et sa demi-équation est $\mathrm{Ox} + n\,\mathrm{e^-} \rightarrow \mathrm{Red}$. Pour équilibrer une réaction, on écrit les deux demi-équations, on ajuste le nombre d'électrons échangés, puis on additionne. Exemple culte : une lame de **zinc** plongée dans du sulfate de cuivre cède $2$ électrons au cuivre. Le zinc se dissout — $\mathrm{Zn \rightarrow Zn^{2+} + 2\,e^-}$ — pendant que le cuivre se dépose — $\mathrm{Cu^{2+} + 2\,e^- \rightarrow Cu}$. C'est tout le principe des **piles** : on sépare les deux demi-réactions dans deux compartiments reliés par un **pont salin**, et les électrons circulent dans un circuit extérieur en produisant un **courant**. La **pile Daniell** ($\mathrm{Zn}/\mathrm{Cu}$) 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 une question simple : 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 $\mathrm{Ox}/\mathrm{Red}$, par exemple $\mathrm{Cu^{2+}/Cu}$, $\mathrm{Fe^{3+}/Fe^{2+}}$, $\mathrm{Zn^{2+}/Zn}$, $\mathrm{MnO_4^-/Mn^{2+}}$.
- **Demi-équation** : $\mathrm{Ox} + n\,\mathrm{e^-} \rightarrow \mathrm{Red}$ (sens de la réduction).
- L'oxydant et le réducteur d'un même couple sont **conjugués** (comme un couple acide/base).
- Un **métal** est généralement un **réducteur** (il cède facilement ses électrons).
- L'**ion métallique** correspondant est l'**oxydant** conjugué.
Exemple
Couple $\mathrm{Fe^{3+}/Fe^{2+}}$ : l'**oxydant** est $\mathrm{Fe^{3+}}$ (il peut gagner un $\mathrm{e^-}$), le **réducteur** est $\mathrm{Fe^{2+}}$ (il peut céder un $\mathrm{e^-}$). Demi-équation : $\mathrm{Fe^{3+} + e^- \rightarrow Fe^{2+}}$. On voit que $\mathrm{Fe^{3+}}$ capte un électron (**réduction**) pour devenir $\mathrm{Fe^{2+}}$.
Piège à éviter
L'**oxydant** n'est PAS celui qui oxyde : c'est celui qui **est réduit** (il gagne des $\mathrm{e^-}$). De même, le **réducteur est oxydé** (il perd des $\mathrm{e^-}$). 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 $\mathrm{H_2O}$ et $\mathrm{H^+}$ 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 $\rightarrow$ les électrons s'annulent.
- Exemple : $\mathrm{Zn \rightarrow Zn^{2+} + 2\,e^-}$ (**oxydation**) et $\mathrm{Cu^{2+} + 2\,e^- \rightarrow Cu}$ (**réduction**).
- **Bilan** : $\mathrm{Zn + Cu^{2+} \rightarrow Zn^{2+} + Cu}$ ($2\,\mathrm{e^-}$ 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** $\rightarrow$ oxydation ; s'il **diminue** $\rightarrow$ réduction.
Exemple
Équilibrage de la réaction entre le fer $\mathrm{Fe}$ et l'ion cuivre $\mathrm{Cu^{2+}}$. Demi-équations : $\mathrm{Fe \rightarrow Fe^{2+} + 2\,e^-}$ (**oxydation**) et $\mathrm{Cu^{2+} + 2\,e^- \rightarrow Cu}$ (**réduction**). Les $2\,\mathrm{e^-}$ s'annulent. Bilan : $\mathrm{Fe + Cu^{2+} \rightarrow Fe^{2+} + Cu}$. 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 $\mathrm{e^-}$ 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 plongé dans une solution de son ion (**électrode**).
- Le **pont salin** (solution de $\mathrm{KCl}$ ou $\mathrm{KNO_3}$) assure la **neutralité électrique** en laissant circuler les ions.
- Les électrons circulent dans le **circuit extérieur** du **réducteur** vers l'**oxydant** $\rightarrow$ courant électrique.
- **Pile Daniell** : $\mathrm{Zn/Zn^{2+}}~//~\mathrm{Cu^{2+}/Cu}$, où le zinc est l'**anode** ($-$) et le cuivre 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 $\approx 1{,}1\ \mathrm{V}$).
- **Applications** : piles alcalines, piles au lithium, batteries rechargeables (accumulateurs).
Exemple
**Pile Daniell** : anode = lame de zinc dans $\mathrm{ZnSO_4}$ ($1\ \mathrm{mol/L}$), cathode = lame de cuivre dans $\mathrm{CuSO_4}$ ($1\ \mathrm{mol/L}$). Le zinc se dissout ($\mathrm{Zn \rightarrow Zn^{2+} + 2\,e^-}$), le cuivre se dépose ($\mathrm{Cu^{2+} + 2\,e^- \rightarrow Cu}$). f.é.m. $\approx 1{,}1\ \mathrm{V}$. 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** : de la **rouille** sur un portail à la **combustion** dans un moteur, en passant par la **respiration cellulaire**. Les reconnaître permet de mieux comprendre le monde qui nous entoure.
- **Corrosion du fer** : $\mathrm{Fe \rightarrow Fe^{2+} + 2\,e^-}$ (le fer s'oxyde en rouille en présence d'eau et de $\mathrm{O_2}$).
- **Protection cathodique** : on fixe un métal plus **réducteur** (zinc) au fer $\rightarrow$ le zinc s'oxyde à sa place.
- **Galvanisation** : recouvrir le fer d'une couche de **zinc** protectrice.
- **Combustion** : le carburant (**réducteur**) cède des $\mathrm{e^-}$ au $\mathrm{O_2}$ (**oxydant**) $\rightarrow$ énergie thermique.
- **Respiration cellulaire** : le glucose (**réducteur**) est oxydé $\rightarrow \mathrm{CO_2} + \mathrm{H_2O}$ + énergie (ATP).
- **Dosage par permanganate** ($\mathrm{MnO_4^-}$, 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 sa base. Le zinc (plus réducteur que le fer) s'oxyde à sa place : $\mathrm{Zn \rightarrow Zn^{2+} + 2\,e^-}$. 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 $\mathrm{O_2}$ (**oxydant**). Beaucoup d'élèves oublient de 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 : le réducteur réduit l'autre en lui donnant ses $\mathrm{e^-}$.
Dans la pile Daniell, l'**anode** est :
Réponse :
L'électrode de zinc ($-$)
L'anode est l'électrode de **zinc**, siège de l'**oxydation** ($\mathrm{Zn \rightarrow Zn^{2+} + 2\,e^-}$). C'est le pôle négatif.
Lors de la réaction $\mathrm{Zn + Cu^{2+} \rightarrow Zn^{2+} + Cu}$ :
Réponse :
Le zinc est oxydé et $\mathrm{Cu^{2+}}$ est réduit
Le zinc perd $2\,\mathrm{e^-}$ (**oxydé**) et $\mathrm{Cu^{2+}}$ gagne $2\,\mathrm{e^-}$ (**réduit**). Il y a transfert d'électrons du $\mathrm{Zn}$ vers $\mathrm{Cu^{2+}}$.
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.