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 ?
Dans la pile Daniell, le zinc $\mathrm{Zn}$ (anode) cède ses électrons, qui circulent vers le cuivre $\mathrm{Cu}$ (cathode) dans le circuit extérieur.
- 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).
- Approfondissement (hors programme du lycée) : le nombre d'oxydation (n.o.) permet de repérer qui est oxydé et qui est réduit. Au lycée, on raisonne uniquement avec les demi-équations et le transfert d'électrons.
- 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 les pôles sont inversés (l'anode, toujours siège de l'oxydation, y est le pôle $+$) !
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
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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.