Chapitre 4


Cours




1
Notion d’oxydation et de réduction


A
Description

Une réaction d’oxydoréduction consiste en un transfert d’électrons entre deux espèces chimiques.

Elle met en jeu à la fois une oxydation (perte d’électrons) et une réduction (gain d’électrons).

Remarque : Le terme d’oxydation désignait à l’origine la corrosion d’une espèce chimique par le dioxygène. Aujourd’hui, ce n’est pas forcément le cas, une réaction d’oxydation ne fait pas forcément intervenir l’élément oxygène.

C
Couple redox et demi-équation

Au cours d’une réaction d’oxydoréduction, un oxydant peut être réduit en une espèce chimique qui est son conjugué.

Deux espèces conjuguées forment un couple Ox/Red si elles peuvent être reliées par une demi-équation de la forme :

Ox + nn e=\text{e}^{-} = Red (doc. 2).


Exemple : la pile Daniell (doc. 3)
Le réducteur zinc Zn\text{Zn}, qui est oxydé, devient l’ion Zn2+.\text{Zn}^{2+}.
L’oxydant Cu2+\text{Cu}^{2+}, qui est réduit, devient du cuivre métallique Cu.\text{Cu}.
Cette réaction d’oxydoréduction fait donc intervenir les 2 couples redox Cu2+\text{Cu}^{2+}(aq)(\text{aq})/Cu/\text{Cu}(s)(\text{s}) et Zn2+\text{Zn}^{2+}(aq)(\text{aq})/Zn/\text{Zn}(s)(\text{s}).

Par convention, les couples oxydant-réducteur s’écrivent toujours de la même manière : l’oxydant à gauche et le réducteur à droite. On les note sous la forme Ox/Red.
Remarque : Par simplification, on utilise parfois le terme redox à la place d’oxydoréduction.

B
Oxydant et réducteur

Un oxydant est une espèce chimique capable de gagner un ou plusieurs électrons.

Un gain d’électrons s’appelle une réduction.

Un oxydant qui se réduit devient un réducteur.

Un réducteur est une espèce chimique capable de céder un ou plusieurs électrons.

Une perte d’électrons s’appelle une oxydation.

Un réducteur qui s’oxyde devient un oxydant.

La réaction d’oxydoréduction est donc un transfert d’électrons du réducteur vers l’oxydant.

Vocabulaire

  • Oxydoréduction : réaction chimique entre l’oxydant d’un couple et le réducteur d’un autre couple redox.

Pas de malentendu

Une espèce chimique peut être un oxydant dans un couple et un réducteur dans un autre.
Par exemple, l’ion fer II est l’oxydant dans le couple Fe2+\text{Fe}^{2+}(aq)(\text{aq})/Fe/\text{Fe}(s)(\text{s}) et le réducteur dans le couple Fe3+\text{Fe}^{3+}(aq)(\text{aq})/Fe2+/\text{Fe}^{2+}(aq)(\text{aq}).

Doc. 3
Une pile zinc/cuivre

Une pile zinc/cuivre (pile Daniell)

Doc. 2
Quelques repères

Au sein du couple Ox/Red, l’oxydant Ox et le réducteur Red sont reliés par demi-équation électronique :
Ox + nn e=\text{e}^{-} = Red
  • Ox capte nn électrons e\text{e}^{-} et subit une réduction.
  • Red cède nn électrons e\text{e}^{-} et subit une oxydation.

Doc. 1
Combustion du fer

Combustion de Fer

2
Équations et demi-équations


B
Demi-équations en milieu basique

Pour ajuster les demi-équations en milieu basique (ions hydroxyde majoritaires par rapport aux ions hydrogène H+\text{H}^{+}), on ajoute autant d’ions HO\text{HO}^{-} de part et d’autre de l’équation qu’il y a d’ions H+\text{H}^{+}. Ces deux derniers ions se combinent pour former une molécule d’eau. On élimine ensuite autant de molécules d'eau qu'il y en a présentes des deux côtés de la demi-équation.

Exemple : On ajuste la demi-équation suivante en milieu basique :

1. Cr2O72+14H++14HO+6e=2Cr3++7H2O+14HO\mathrm{Cr}_{2} \mathrm{O}_{7}^{2-}+14\: \mathrm{H}^{+}+14\: \mathrm{HO}^{-}+6\: \mathrm{e}^{-}=2\: \mathrm{Cr}^{3+}+7\: \mathrm{H}_{2} \mathrm{O}+14\: \mathrm{HO}^{-}.

2. Cr2O72+14H2O+6e=2Cr3++7H2O+14HO\mathrm{Cr}_{2} \mathrm{O}_{7}^{2-}+14\: \mathrm{H}_{2} \mathrm{O}+6\: \mathrm{e}^{-}=2\: \mathrm{Cr}^{3+}+7\: \mathrm{H}_{2} \mathrm{O}+14\: \mathrm{HO}^{-}.

3. Cr2O72+7H2O+6e=2Cr3++14HO\mathrm{Cr}_{2} \mathrm{O}_{7}^{2-}+7\: \mathrm{H}_{2} \mathrm{O}+6\: \mathrm{e}^{-}=2\: \mathrm{Cr}^{3+}+14\: \mathrm{HO}^{-}.


Pas de malentendu

Un mélange entre un oxydant et un réducteur ne va pas toujours donner lieu à une transformation chimique. Pour déterminer les oxydants qui réagissent spontanément avec des réducteurs, il existe une échelle de potentiels. Cette échelle est construite en mesurant la tension aux bornes de différentes piles, mais cette démarche n’est pas au programme en première.

A
Ajustement des demi-équations

Certaines demi-équations font intervenir des molécules d'eau et des ions hydrogène H+\text{H}^{+}.

1. ajustement des éléments autres que l’oxygène et l’hydrogène ;
2. ajustement de l’élément oxygène à l’aide de H2O\text{H}_{2}\text{O} ;
3. ajustement de l’élément hydrogène à l’aide des ions H+\text{H}^{+} ;
4. ajustement des charges à l’aide des électrons e\text{e}^{-}.


Exemple : réduction des ions Cr2O72\mathrm{Cr}_{2} \mathrm{O}_{7}^{2-} en ions Cr3+.\mathrm{Cr}^{3+}.

1. Cr2O72=Cr3+Cr2O72=2Cr3+.\mathrm{Cr}_{2} \mathrm{O}_{7}^{2-}=\:\mathrm{Cr}^{3+} \Rightarrow \mathrm{Cr}_{2} \mathrm{O}_{7}^{2-}=\color{red}2\: \color{noir}\mathrm{Cr}^{3+}.

2. Cr2O72=2Cr3++7H2O\mathrm{Cr}_{2} \mathrm{O}_{7}^{2-}=\:2\: \mathrm{Cr}^{3+}\color{red}+7 \:\mathrm{H}_{2} \mathrm{O}.

3. Cr2O72+14H+=2Cr3++7H2O\mathrm{Cr}_{2} \mathrm{O}_{7}^{2-}\color{red}+14\:\mathrm{H}^{+}\color{noir}=2\:\mathrm{Cr}^{3+}+7\: \mathrm{H}_{2} \mathrm{O}.

4. Cr2O72+14H++6e=2Cr3++7H2O\mathrm{Cr}_{2} \mathrm{O}_{7}^{2-}+14\: \mathrm{H}^{+}\color{red}+6\: \mathrm{e}^{-}\color{noir}=2\: \mathrm{Cr}^{3+}+7\: \mathrm{H}_{2} \mathrm{O}.

Supplément numérique

Retrouvez une vidéo pour apprendre à ajuster les équations d'oxydoréduction.

Doc. 4
Oxydoréduction

L’aluminothermie est une réaction
d’oxydoréduction entre l’aluminium et certains
oxydes métalliques
L’aluminothermie est une réaction d’oxydoréduction entre l’aluminium et certains oxydes métalliques.

Vocabulaire

  • Demi-équation : équation bilan montrant le transfert d’électrons dans un couple redox.

C
Écriture de l’équation bilan

Après avoir déterminé les couples mis en jeu dans la réaction d’oxydoréduction et équilibré les demi-équations, on peut écrire l’équation bilan. Celle-ci consiste en une combinaison des deux demi-équations que l’on ajuste de telle sorte que les électrons n’apparaissent pas dans l’équation bilan.

Pour cela, les demi-équations utilisées doivent faire intervenir le même nombre d’électrons. Dans ces conditions, on peut être amené à multiplier par un même nombre tous les coefficients stoechiométriques de chaque demi-équation avant de les additionner.

Exemple : pour les couples Al3+(aq)/Al(s)\mathrm{Al}^{3+}(\mathrm{aq}) / \mathrm{Al}(\mathrm{s}) et Cu2+(aq)/Cu(s)\mathrm{Cu}^{2+}(\mathrm{aq}) / \mathrm{Cu}(\mathrm{s}), on écrit :


Écriture d'une équation bilan d'oxydoréduction

Éviter les erreurs

Par convention, les demi-équations doivent toujours être écrites avec des signes « + »«~+~ ».
Ainsi, l’oxydation du fer solide en ions fer (II) s’écrit Fe(s)=Fe2+(aq)+2e\text{Fe}(\mathrm{s})=\text{Fe}^{2+}(\text{aq})+2\:\mathrm{e}^{-} et non pas Fe(s)2e=Fe2+(aq)\text{Fe}(\text{s})-2\: \mathrm{e}^{-}=\text{Fe}^{2+}(\text{aq}).
On utilise toujours le signe = pour les demi-équations et le signe → pour une équation bilan d’oxydoréduction.
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