Physique-Chimie (Spé) — Constitution et transformations de la matière
Réactions d'oxydoréduction
Oxydant, réducteur, couples redox, piles
Résumé synthétiqueFiche en 3 sectionsQuiz de 15 questionsGratuit, sans pub
Résumé
Une réaction d'oxydoréduction, c'est avant tout un **transfert d'électrons** entre deux espèces. Le **réducteur** **cède** des électrons (il est **oxydé**), l'**oxydant** les **capte** (il est **réduit**) — d'où le moyen mnémotechnique : *l'oxydant est réduit*. Chaque espèce appartient à un **couple** $\mathrm{Ox}/\mathrm{Red}$ (comme $\mathrm{Cu^{2+}}/\mathrm{Cu}$ ou $\mathrm{Zn^{2+}}/\mathrm{Zn}$) relié par la demi-équation $\mathrm{Ox} + n\,\mathrm{e^-} \rightarrow \mathrm{Red}$. Lorsqu'on **sépare** les deux demi-réactions dans deux compartiments reliés par un fil et un pont salin, le transfert d'électrons devient un **courant électrique** : c'est une **pile**. L'**anode** (pôle $-$) est le siège de l'**oxydation**, la **cathode** (pôle $+$) celui de la **réduction**. Maîtriser ce chapitre, c'est savoir identifier oxydant et réducteur, équilibrer une demi-équation et décrire le fonctionnement d'une pile.
Tout repose sur l'**électron**. Une espèce qui **perd** des électrons subit une **oxydation** ; une espèce qui en **gagne** subit une **réduction**. Les deux phénomènes sont **indissociables** : les électrons cédés par l'un sont captés par l'autre, il n'y a jamais d'électron libre dans le bilan.
- **Oxydation :** **perte** d'électrons par une espèce. **Réduction :** **gain** d'électrons.
- **Oxydant :** espèce qui **capte** des électrons — elle est donc **réduite** au cours de la réaction.
- **Réducteur :** espèce qui **cède** des électrons — elle est donc **oxydée**.
- Les deux demi-réactions sont **simultanées** : ce que le réducteur cède, l'oxydant le reçoit.
- Moyen mnémotechnique : **« l'OXydant est RÉDuit, le RÉDucteur est OXydé »**.
Exemple
Dans la réaction $\mathrm{Cu^{2+} + Zn \rightarrow Cu + Zn^{2+}}$, le zinc $\mathrm{Zn}$ cède $2$ électrons (il est **oxydé**, c'est le réducteur) et l'ion $\mathrm{Cu^{2+}}$ les capte (il est **réduit**, c'est l'oxydant).
Piège à éviter
Ne confonds pas oxydation et « combinaison avec l'oxygène » : la définition moderne est un **transfert d'électrons**, qui peut se produire **sans aucun atome d'oxygène** (ex. $\mathrm{Zn + Cu^{2+}}$).
À chaque espèce correspond un **couple oxydant/réducteur**, noté $\mathrm{Ox}/\mathrm{Red}$, dans lequel l'oxydant et le réducteur se transforment l'un en l'autre par échange d'électrons. La **demi-équation** électronique décrit ce passage et doit respecter la conservation des **atomes** et des **charges**.
- **Couple $\mathrm{Ox}/\mathrm{Red}$** : l'oxydant est noté **à gauche**. Exemples : $\mathrm{Cu^{2+}}/\mathrm{Cu}$, $\mathrm{Zn^{2+}}/\mathrm{Zn}$, $\mathrm{Fe^{3+}}/\mathrm{Fe^{2+}}$.
- **Demi-équation :** $\mathrm{Ox} + n\,\mathrm{e^-} \rightarrow \mathrm{Red}$, par exemple $\mathrm{Cu^{2+} + 2\,e^- \rightarrow Cu}$ ou $\mathrm{Zn \rightarrow Zn^{2+} + 2\,e^-}$.
- **Équilibrer en milieu acide :** d'abord l'élément, puis les **O** avec $\mathrm{H_2O}$, les **H** avec $\mathrm{H^+}$, et enfin les **charges** avec des $\mathrm{e^-}$.
- **Équation globale :** on combine les deux demi-équations en multipliant pour que les $\mathrm{e^-}$ **s'éliminent** (autant cédés que captés).
Exemple
Couple $\mathrm{MnO_4^-}/\mathrm{Mn^{2+}}$ en milieu acide : $\mathrm{MnO_4^- + 8\,H^+ + 5\,e^- \rightarrow Mn^{2+} + 4\,H_2O}$. On vérifie : $4$ O à gauche $\rightarrow 4\,\mathrm{H_2O}$ ; $8$ H des $\mathrm{H^+}$ $\rightarrow 8$ H dans $4\,\mathrm{H_2O}$ ; charges : $-1 + 8 - 5 = +2$, comme $\mathrm{Mn^{2+}}$.
Piège à éviter
Dans un couple, l'oxydant est **toujours à gauche** du slash. Inverser $\mathrm{Ox}/\mathrm{Red}$ fait désigner le mauvais réactif. Et n'oublie jamais d'équilibrer les **charges** : une demi-équation juste en atomes mais fausse en charges reste fausse.
Une **pile** exploite une réaction d'oxydoréduction **spontanée** en **séparant physiquement** l'oxydation et la réduction dans deux demi-piles. Les électrons sont alors forcés de passer par un **fil extérieur** : ce déplacement de charges constitue le **courant électrique**. La pile convertit ainsi de l'énergie **chimique** en énergie **électrique**.
- Une pile convertit l'énergie **chimique** en énergie **électrique** à partir d'une réaction redox **spontanée**.
- **Anode (pôle $-$) :** siège de l'**oxydation** du réducteur ($\mathrm{Zn \rightarrow Zn^{2+} + 2\,e^-}$).
- **Cathode (pôle $+$) :** siège de la **réduction** de l'oxydant ($\mathrm{Cu^{2+} + 2\,e^- \rightarrow Cu}$).
- **Sens des électrons :** de l'**anode vers la cathode** dans le circuit extérieur ; le **courant** conventionnel circule en sens inverse.
- Le **pont salin** ferme le circuit et assure la **neutralité électrique** des solutions par déplacement d'ions.
- **Pile Daniell :** couples $\mathrm{Zn^{2+}}/\mathrm{Zn}$ (anode) et $\mathrm{Cu^{2+}}/\mathrm{Cu}$ (cathode), bilan $\mathrm{Zn + Cu^{2+} \rightarrow Zn^{2+} + Cu}$.
Exemple
Dans une pile Daniell, l'électrode de zinc s'oxyde : sa **masse diminue** ($\mathrm{Zn \rightarrow Zn^{2+} + 2\,e^-}$). Au même moment, du cuivre se dépose sur l'autre électrode ($\mathrm{Cu^{2+} + 2\,e^- \rightarrow Cu}$) : sa **masse augmente**.
Piège à éviter
Piège classique sur le sens : les **électrons** circulent de l'anode ($-$) vers la cathode ($+$), mais le **courant** conventionnel va de la cathode vers l'anode. Sans **pont salin**, les charges s'accumulent et la pile s'arrête presque aussitôt.
Quiz - Oxydoréduction
15 questions
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Notions clés — Physique-Chimie (Spé)
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Questions fréquentes
Les points clés à retenir sur Réactions d'oxydoréduction, extraits du quiz de révision.
L'oxydation est :
Réponse :
Une perte d'électrons
Par définition, l'**oxydation** est une **perte** d'électrons : $\mathrm{Red \rightarrow Ox} + n\,\mathrm{e^-}$.
Un réducteur est une espèce qui :
Réponse :
Cède des électrons
Le **réducteur cède** (perd) des électrons : il est donc **oxydé** au cours de la réaction.
À l'anode d'une pile, il se produit :
Réponse :
Une oxydation
L'**anode** est le siège de l'**oxydation** (pôle $-$) ; la **cathode** est le siège de la **réduction** (pôle $+$).
Le pont salin sert à :
Réponse :
Assurer la neutralité électrique des solutions
Le **pont salin** ferme le circuit et permet la circulation des ions pour maintenir la **neutralité électrique** de chaque demi-pile.