Réactions d'oxydoréduction

Cours complet · chimie (première), chapitre 3 · première, spécialité physique-chimie

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Un clou de fer plongé dans une solution bleue de sulfate de cuivre se couvre de cuivre rouge, tandis que le bleu pâlit : des électrons sont passés du fer aux ions cuivre. Ce chapitre modélise ces transformations par un transfert d'électrons : oxydants, réducteurs, couples, demi-équations électroniques — le langage qui servira aux titrages (chapitre 5), aux combustions (chapitre 8) et, plus tard, aux piles.

3.1 Une expérience fondatrice

Exemple 3.1Le clou de fer dans le sulfate de cuivre

On plonge un clou de fer décapé dans une solution de sulfate de cuivre(II) $(Cu X^{2 +} + SO X_{4} X^{2 -})$ . Après quelques minutes :

un dépôt rouge-orangé de cuivre métallique recouvre le clou ;
la teinte bleue de la solution s'atténue (les ions $Cu X^{2 +}$ disparaissent) ;
la solution contient désormais des ions $Fe X^{2 +}$ (test à la soude : précipité vert).

L'interprétation microscopique : chaque atome de fer cède deux électrons à un ion cuivre au contact du métal. Aucun électron ne circule dans la solution — le transfert est direct.

◆Théorème 3.2Bilan

En additionnant les deux demi-transformations (les électrons cédés sont captés) :

$Cu X^{2 +} X_{(aq)} + Fe X_{(s)} Cu X_{(s)} + Fe X^{2 +} X_{(aq)} :$

une réaction d'oxydoréduction — une réaction modélisant un transfert d'électrons entre deux espèces.

3.2 Oxydant, réducteur, couple

Définition 3.3Oxydant, réducteur

Un oxydant est une espèce capable de capter un ou plusieurs électrons (ici $Cu X^{2 +}$ ) ;
un réducteur est une espèce capable de céder un ou plusieurs électrons (ici $Fe$ ).

Vocabulaire : une oxydation est une perte d'électrons, une réduction un gain. Moyen mnémotechnique : réduction = le nombre de charges positives se réduit.

Définition 3.4Couple oxydant-réducteur

Un oxydant et un réducteur qui se transforment l'un en l'autre par transfert d'électrons forment un couple oxydant-réducteur, noté $Ox / Red$ , décrit par la demi-équation électronique

$Ox + n e^{-} = Red .$

Le signe $=$ souligne que la demi-équation peut se lire dans les deux sens, selon le partenaire rencontré.

iRemarqueCouples usuels

Couple	Demi-équation	Contexte
$Cu X^{2 +}$ / $Cu$	$Cu X^{2 +} + 2 e^{-} = Cu$	dépôts métalliques
$Fe X^{2 +}$ / $Fe$	$Fe X^{2 +} + 2 e^{-} = Fe$	corrosion
$Ag X^{+}$ / $Ag$	$Ag X^{+} + e^{-} = Ag$	argenture
$H X^{+}$ / $H X_{2}$	$2 H X^{+} + 2 e^{-} = H X_{2}$	attaque acide des métaux
$I X_{2}$ / $I X^{-}$	$I X_{2} + 2 e^{-} = 2 I X^{-}$	iodométrie (brun/incolore)
$Fe X^{3 +}$ / $Fe X^{2 +}$	$Fe X^{3 +} + e^{-} = Fe X^{2 +}$	deux ions du même élément
$MnO X_{4} X^{-}$ / $Mn X^{2 +}$	(voir méthode ci-dessous)	titrages colorés (violet/incolore)

Une même espèce peut être l'oxydant d'un couple et le réducteur d'un autre ( $Fe X^{2 +}$ !) : tout dépend du partenaire.

3.3 Écrire une demi-équation électronique

Méthode : Équilibrer une demi-équation (milieu acide)

Pour le couple $Ox / Red$ :

équilibrer l'élément principal (celui qui change d'état d'oxydation) ;
équilibrer l'oxygène en ajoutant des molécules d'eau $H X_{2} O$ ;
équilibrer l'hydrogène en ajoutant des ions $H X^{+}$ ;
équilibrer les charges en ajoutant des électrons $e^{-}$ (toujours du côté de l'oxydant).

Exemple 3.5Le couple

MnO X_{4} X^{-}

Mn X^{2 +}

pas à pas

Manganèse : $MnO X_{4} X^{-} = Mn X^{2 +}$ — déjà équilibré ( $1$ Mn de chaque côté) ;
oxygène : $4$ O à gauche $\to$ $MnO X_{4} X^{-} = Mn X^{2 +} + 4 H X_{2} O$ ;
hydrogène : $8$ H à droite $\to$ $MnO X_{4} X^{-} + 8 H X^{+} = Mn X^{2 +} + 4 H X_{2} O$ ;
charges : à gauche $- 1 + 8 = + 7$ , à droite $+ 2$ ; il faut $5$ électrons à gauche :

$MnO X_{4} X^{-} + 8 H X^{+} + 5 e^{-} = Mn X^{2 +} + 4 H X_{2} O .$

Contrôle final : éléments et charges équilibrés $✓$ .

3.4 L'équation de la réaction d'oxydoréduction

Méthode : Combiner deux demi-équations

Une réaction redox met en jeu l'oxydant d'un couple et le réducteur de l'autre :

écrire la demi-équation de chaque couple, dans le sens où elle se produit (l'oxydant consommé à gauche, le réducteur consommé à gauche) ;
multiplier chacune par un entier pour que les nombres d'électrons cédés et captés soient égaux ;
additionner membre à membre et simplifier : aucun électron ne doit figurer dans l'équation finale.

Exemple 3.6Permanganate et ions fer(II) en milieu acide

Couples : $MnO X_{4} X^{-}$ / $Mn X^{2 +}$ et $Fe X^{3 +}$ / $Fe X^{2 +}$ . L'ion $MnO X_{4} X^{-}$ (oxydant) réagit avec $Fe X^{2 +}$ (réducteur) :

$MnO X_{4} X^{-} + 8 H X^{+} + 5 e^{-} = Mn X^{2 +} + 4 H X_{2} O (\times 1)$

$Fe X^{2 +} = Fe X^{3 +} + e^{-} (\times 5)$

Somme (les $5 e^{-}$ s'éliminent) :

$MnO X_{4} X^{-} X_{(aq)} + 8 H X^{+} X_{(aq)} + 5 Fe X^{2 +} X_{(aq)} Mn X^{2 +} X_{(aq)} + 4 H X_{2} O X_{(l)} + 5 Fe X^{3 +} X_{(aq)} .$

Le violet du permanganate disparaît au fur et à mesure : cette décoloration visible fera de cette réaction le support idéal d'un titrage colorimétrique (chapitre 5).

Exemple 3.7Attaque du zinc par un acide

Couples $H X^{+}$ / $H X_{2}$ et $Zn X^{2 +}$ / $Zn$ :

$Zn X_{(s)} + 2 H X^{+} X_{(aq)} Zn X^{2 +} X_{(aq)} + H X_{2} X_{(g)} :$

le métal s'oxyde, un gaz se dégage (le dihydrogène, identifiable à sa détonation) — la corrosion acide des métaux en une équation.

iRemarqueIdentifier un transfert d'électrons dans une expérience

Les indices expérimentaux d'une réaction redox : un métal qui se dépose ou se dissout, un gaz comme $H X_{2}$ , un changement de couleur caractéristique d'ions ( $Cu X^{2 +}$ bleu, $MnO X_{4} X^{-}$ violet, $I X_{2}$ brun, $Fe X^{3 +}$ rouille). On identifie alors qui a cédé et qui a capté, puis on écrit les demi-équations.

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