Réactions d'oxydoréduction

Les 3 prérequis à avoir en tête

Avant de commencer, trois rappels express :

1. Un électron se note $e^-$ : c'est une toute petite charge négative.

2. Un ion est un atome qui a gagné ou perdu des électrons. Par exemple $\text{Cu}^{2+}$, c'est un atome de cuivre qui a perdu 2 électrons (d'où les deux « + ») ; $\text{Zn}^{2+}$, un atome de zinc qui a perdu 2 électrons.

3. Dans une réaction chimique, rien ne se perd : les atomes et la charge électrique totale se conservent. On s'en resservira tout le temps pour vérifier.

L'essentiel en une phrase

Une réaction d'oxydoréduction (ou « réaction redox »), c'est un transfert d'électrons d'une espèce chimique vers une autre. Deux rôles, jamais plus :

• Celui qui donne des électrons est le réducteur : on dit qu'il s'oxyde.

• Celui qui reçoit des électrons est l'oxydant : on dit qu'il se réduit.

Petit moyen pour ne pas te tromper : l'oxydant est celui qui oxyde l'autre, donc lui-même se réduit (il gagne les $e^-$). Le réducteur réduit l'autre, donc lui-même s'oxyde (il perd ses $e^-$).

Un oxydant et le réducteur qui lui correspond forment un couple oxydant/réducteur, noté $\text{Ox}/\text{Red}$. Exemples au programme : $\text{Cu}^{2+}/\text{Cu}$, $\text{Zn}^{2+}/\text{Zn}$, $\text{Fe}^{3+}/\text{Fe}^{2+}$.

La formule clé + un exemple traité en entier

À l'intérieur d'un couple, on relie l'oxydant et le réducteur par une demi-équation électronique :

Réduction (l'oxydant gagne $n$ électrons) : $\text{Ox} + n\,e^- \longrightarrow \text{Red}$

Oxydation (le réducteur perd $n$ électrons) : $\text{Red} \longrightarrow \text{Ox} + n\,e^-$

Exemple à connaître : on plonge du zinc dans une solution contenant des ions $\text{Cu}^{2+}$.

Étape 1. Le cuivre est l'oxydant, il capte 2 électrons : $\text{Cu}^{2+} + 2\,e^- \longrightarrow \text{Cu}$

Étape 2. Le zinc est le réducteur, il cède 2 électrons : $\text{Zn} \longrightarrow \text{Zn}^{2+} + 2\,e^-$

Étape 3. Les deux échangent le même nombre d'électrons ($n = 2$) : on additionne les deux lignes, et les $2\,e^-$ s'annulent.

Bilan : $\text{Zn} + \text{Cu}^{2+} \longrightarrow \text{Zn}^{2+} + \text{Cu}$

Voilà : le zinc a donné ses électrons au cuivre. Si tu sais réécrire ces trois lignes demain, tu as déjà l'essentiel du contrôle.

Les définitions, au propre

Oxydation : perte d'électrons par une espèce chimique. L'espèce qui s'oxyde est le réducteur.

Réduction : gain d'électrons par une espèce chimique. L'espèce qui se réduit est l'oxydant.

Une réaction d'oxydoréduction met en jeu simultanément une oxydation et une réduction : les électrons perdus par le réducteur sont exactement ceux gagnés par l'oxydant. Il y a transfert d'électrons, jamais de création ni de disparition.

À chaque oxydant correspond un réducteur conjugué : ensemble ils forment un couple oxydant/réducteur noté $\text{Ox}/\text{Red}$ (l'oxydant s'écrit toujours en premier). Quelques couples classiques : $\text{Cu}^{2+}/\text{Cu}$ ; $\text{Zn}^{2+}/\text{Zn}$ ; $\text{Fe}^{3+}/\text{Fe}^{2+}$ ; $\text{Fe}^{2+}/\text{Fe}$.

Les demi-équations électroniques

Pour un couple $\text{Ox}/\text{Red}$, la demi-équation électronique relie les deux formes en faisant apparaître les électrons échangés :

Sens réduction : $\text{Ox} + n\,e^- \longrightarrow \text{Red}$

Sens oxydation : $\text{Red} \longrightarrow \text{Ox} + n\,e^-$

C'est la même demi-équation lue dans un sens ou dans l'autre ; le nombre $n$ d'électrons est fixé par la conservation de la charge. Vérifie toujours : de chaque côté de la flèche, le nombre d'atomes de chaque élément et la charge totale doivent être identiques.

Exemple : pour $\text{Cu}^{2+}/\text{Cu}$, à gauche la charge vaut $+2 + 2\times(-1) = 0$, à droite $0$ : c'est équilibré, donc $n = 2$ convient.

Méthode pas-à-pas : des demi-équations à l'équation bilan

Voici la marche à suivre, valable pour toutes les réactions redox :

1. Identifier les deux couples $\text{Ox}/\text{Red}$ mis en jeu.

2. Écrire la demi-équation de réduction : $\text{Ox}_1 + n_1\,e^- \longrightarrow \text{Red}_1$.

3. Écrire la demi-équation d'oxydation : $\text{Red}_2 \longrightarrow \text{Ox}_2 + n_2\,e^-$.

4. Si $n_1 \neq n_2$, multiplier chaque demi-équation par le coefficient qui égalise le nombre d'électrons échangés (on prend le plus petit multiple commun de $n_1$ et $n_2$).

5. Additionner les deux demi-équations membre à membre : les électrons, en nombre égal des deux côtés, s'annulent.

6. Vérifier la conservation des atomes et des charges. Il ne doit plus rester aucun $e^-$ dans l'équation bilan.

Application aux couples $\text{Zn}^{2+}/\text{Zn}$ et $\text{Cu}^{2+}/\text{Cu}$ :

Réduction : $\text{Cu}^{2+} + 2\,e^- \longrightarrow \text{Cu}$

Oxydation : $\text{Zn} \longrightarrow \text{Zn}^{2+} + 2\,e^-$

Ici $n_1 = n_2 = 2$ : pas besoin de multiplier. On additionne, les $2\,e^-$ disparaissent.

Bilan : $\text{Zn} + \text{Cu}^{2+} \longrightarrow \text{Zn}^{2+} + \text{Cu}$. Charge à gauche : $+2$ ; à droite : $+2$. C'est bon.

Exemple 1 — quand les électrons sont déjà égaux (zinc + cuivre)

Énoncé : on veut l'équation de la réaction entre le zinc métallique $\text{Zn}$ et les ions cuivre $\text{Cu}^{2+}$. Couples : $\text{Zn}^{2+}/\text{Zn}$ et $\text{Cu}^{2+}/\text{Cu}$.

Ligne 1 — je repère qui fait quoi. Le zinc métal est un réducteur (il va donner des électrons), les ions $\text{Cu}^{2+}$ sont un oxydant (ils vont en recevoir).

Ligne 2 — demi-équation de réduction (le $\text{Cu}^{2+}$ gagne) : $\text{Cu}^{2+} + 2\,e^- \longrightarrow \text{Cu}$. Je vérifie la charge : à gauche $+2 - 2 = 0$, à droite $0$. Parfait.

Ligne 3 — demi-équation d'oxydation (le $\text{Zn}$ perd) : $\text{Zn} \longrightarrow \text{Zn}^{2+} + 2\,e^-$. Charge : à gauche $0$, à droite $+2 - 2 = 0$. Bon.

Ligne 4 — j'égalise les électrons. Les deux échangent $2\,e^-$ : ils sont déjà égaux, je ne multiplie rien.

Ligne 5 — j'additionne membre à membre. $\text{Cu}^{2+} + 2\,e^- + \text{Zn} \longrightarrow \text{Cu} + \text{Zn}^{2+} + 2\,e^-$. Les $2\,e^-$ sont des deux côtés : je les barre.

Bilan : $\text{Zn} + \text{Cu}^{2+} \longrightarrow \text{Zn}^{2+} + \text{Cu}$. Dernière vérif : Zn ($1 = 1$), Cu ($1 = 1$), charge ($+2 = +2$). Terminé.

Exemple 2 — quand il faut multiplier (aluminium + cuivre)

Énoncé : réaction entre l'aluminium métallique $\text{Al}$ et les ions $\text{Cu}^{2+}$. Couples : $\text{Al}^{3+}/\text{Al}$ et $\text{Cu}^{2+}/\text{Cu}$. Ici le nombre d'électrons ne va pas tomber juste tout seul : c'est l'exemple qui piège tout le monde.

Ligne 1 — réduction (le cuivre gagne) : $\text{Cu}^{2+} + 2\,e^- \longrightarrow \text{Cu}$. Elle met en jeu $n_1 = 2$ électrons.

Ligne 2 — oxydation (l'aluminium perd) : $\text{Al} \longrightarrow \text{Al}^{3+} + 3\,e^-$. Elle met en jeu $n_2 = 3$ électrons.

Ligne 3 — je repère le problème. $2 \neq 3$ : si j'additionne maintenant, il restera des électrons dans le bilan. Interdit. Je dois d'abord rendre les deux nombres égaux.

Ligne 4 — je cherche le plus petit multiple commun de 2 et 3 : c'est $6$. Je multiplie la réduction par $3$ et l'oxydation par $2$ pour que chacune échange $6$ électrons.

Réduction $\times 3$ : $3\,\text{Cu}^{2+} + 6\,e^- \longrightarrow 3\,\text{Cu}$

Oxydation $\times 2$ : $2\,\text{Al} \longrightarrow 2\,\text{Al}^{3+} + 6\,e^-$

Ligne 5 — j'additionne. Les $6\,e^-$ sont des deux côtés : ils s'annulent.

Bilan : $2\,\text{Al} + 3\,\text{Cu}^{2+} \longrightarrow 2\,\text{Al}^{3+} + 3\,\text{Cu}$.

Ligne 6 — vérification finale. Atomes : Al ($2 = 2$), Cu ($3 = 3$). Charges : à gauche $3 \times (+2) = +6$, à droite $2 \times (+3) = +6$. Tout est conservé : le bilan est juste.

Problème type — équilibrer en milieu acide (H⁺ et H₂O)

Certains couples contiennent de l'oxygène : il faut alors équilibrer les atomes d'oxygène avec des molécules d'eau $\text{H}_2\text{O}$, et les atomes d'hydrogène avec des ions $\text{H}^+$ (on travaille en milieu aqueux acide). Enfin on ajuste les électrons pour équilibrer la charge.

Énoncé : en milieu acide, les ions permanganate $\text{MnO}_4^-$ (violets) oxydent les ions fer(II) $\text{Fe}^{2+}$. Couples : $\text{MnO}_4^-/\text{Mn}^{2+}$ et $\text{Fe}^{3+}/\text{Fe}^{2+}$.

1. Demi-équation de réduction du permanganate. On part de $\text{MnO}_4^- \longrightarrow \text{Mn}^{2+}$.

Équilibrer l'oxygène : 4 atomes O à gauche, on ajoute $4\,\text{H}_2\text{O}$ à droite : $\text{MnO}_4^- \longrightarrow \text{Mn}^{2+} + 4\,\text{H}_2\text{O}$.

Équilibrer l'hydrogène : 8 atomes H à droite, on ajoute $8\,\text{H}^+$ à gauche : $\text{MnO}_4^- + 8\,\text{H}^+ \longrightarrow \text{Mn}^{2+} + 4\,\text{H}_2\text{O}$.

Équilibrer la charge : à gauche $-1 + 8 = +7$, à droite $+2$. Il faut retirer $5$ charges positives à gauche, donc ajouter $5\,e^-$ à gauche : $\text{MnO}_4^- + 8\,\text{H}^+ + 5\,e^- \longrightarrow \text{Mn}^{2+} + 4\,\text{H}_2\text{O}$. (Vérif : $-1 + 8 - 5 = +2$ à gauche, $+2$ à droite.)

2. Demi-équation d'oxydation du fer : $\text{Fe}^{2+} \longrightarrow \text{Fe}^{3+} + e^-$ (elle échange $1$ électron).

3. Égaliser les électrons. La réduction en échange $5$, l'oxydation $1$ : je multiplie l'oxydation par $5$ : $5\,\text{Fe}^{2+} \longrightarrow 5\,\text{Fe}^{3+} + 5\,e^-$.

4. Additionner. Les $5\,e^-$ s'annulent.

Bilan : $\text{MnO}_4^- + 8\,\text{H}^+ + 5\,\text{Fe}^{2+} \longrightarrow \text{Mn}^{2+} + 4\,\text{H}_2\text{O} + 5\,\text{Fe}^{3+}$.

Vérif du correcteur : Mn ($1=1$), O ($4=4$), H ($8=8$), Fe ($5=5$) ; charge à gauche $-1 + 8 + 5\times(+2) = +17$, à droite $+2 + 5\times(+3) = +17$. Impeccable.

Problème type — interpréter une expérience (lame de zinc)

Énoncé : on plonge une lame de zinc dans une solution bleue de sulfate de cuivre (contenant des ions $\text{Cu}^{2+}$). Au bout d'un moment : la solution bleue se décolore, un dépôt rouge de cuivre se forme sur la lame, et la lame de zinc se corrode (elle perd de la matière).

Question : interpréter ces observations avec les demi-équations et l'équation bilan.

Décoloration + dépôt rouge : les ions $\text{Cu}^{2+}$ (bleus) disparaissent de la solution en captant des électrons et se transforment en cuivre métallique (rouge) qui se dépose. C'est une réduction : $\text{Cu}^{2+} + 2\,e^- \longrightarrow \text{Cu}$.

Corrosion de la lame : le zinc métal cède des électrons et passe en solution sous forme d'ions $\text{Zn}^{2+}$ (incolores). C'est une oxydation : $\text{Zn} \longrightarrow \text{Zn}^{2+} + 2\,e^-$.

Équation bilan (même nombre d'électrons, on additionne) : $\text{Zn} + \text{Cu}^{2+} \longrightarrow \text{Zn}^{2+} + \text{Cu}$.

Chaque observation est donc justifiée : le zinc (réducteur) a transféré ses électrons aux ions cuivre (oxydant). C'est exactement ce qu'attend le correcteur : relier chaque fait expérimental à la bonne demi-équation.

Ce que le correcteur attend, et les pièges classiques

La checklist qui rapporte les points :

• Écrire les deux demi-équations séparément avant le bilan.

• Vérifier, sur chaque demi-équation, la conservation des atomes puis des charges.

• Montrer explicitement l'étape de multiplication quand les électrons diffèrent.

• Donner un bilan sans aucun électron restant.

Les pièges où l'on perd bêtement des points :

• Inverser les rôles : l'oxydant gagne les $e^-$ (il se réduit) ; le réducteur perd les $e^-$ (il s'oxyde). La confusion la plus fréquente.

• Oublier de multiplier une demi-équation quand $n_1 \neq n_2$ : le bilan est alors faux.

• Laisser des électrons dans l'équation bilan finale : ils doivent impérativement s'annuler.

• Ne pas vérifier la conservation des charges de part et d'autre de la flèche avant de conclure.

La même réaction, mais elle produit du courant : la pile

Reprends la réaction $\text{Zn} + \text{Cu}^{2+} \longrightarrow \text{Zn}^{2+} + \text{Cu}$. Dans le bécher, les électrons passent directement du zinc au cuivre : on ne récupère rien d'utile, juste de la chaleur.

Mais si on sépare les deux couples dans deux récipients reliés par un fil et un pont salin, les électrons cédés par le zinc sont obligés de passer par le fil pour rejoindre les ions cuivre. Ce courant d'électrons dans le fil, c'est de l'électricité : on a fabriqué une pile (la célèbre pile Daniell, au programme de terminale).

Idée à retenir : une réaction d'oxydoréduction spontanée peut être canalisée pour produire un courant. L'oxydation (le zinc qui perd ses électrons) a lieu à une électrode, la réduction (les ions cuivre qui les captent) à l'autre.

Pourquoi ça marche, et ce qui t'attend l'an prochain

Une justification en une ligne. Pourquoi les électrons s'annulent-ils toujours dans le bilan ? Parce qu'un électron ne peut ni apparaître ni disparaître : tous ceux que perd le réducteur sont captés par l'oxydant. Égaliser les $n\,e^-$ avant d'additionner, ce n'est donc pas un truc de calcul, c'est la conservation de la charge écrite noir sur blanc.

Les dosages colorimétriques. Tu as vu que $\text{MnO}_4^-$ est violet et $\text{Mn}^{2+}$ presque incolore. On s'en sert pour doser : on verse du permanganate jusqu'à ce que la couleur violette persiste, et la réaction redox devient un outil de mesure de concentration.

Le nombre d'oxydation. En terminale et dans le supérieur, on apprend un outil, le nombre d'oxydation, qui permet de repérer d'un coup d'œil qui s'oxyde et qui se réduit, même sur des molécules compliquées — une version plus puissante de ce que tu fais déjà à la main.

Et à l'envers ? Si, au lieu de laisser la réaction se faire, on force le sens inverse en imposant un courant, on parle d'électrolyse : c'est ainsi qu'on dépose des métaux ou qu'on recharge une batterie. Même transfert d'électrons, mais commandé de l'extérieur.