Cours de Chimie : Oxydoréduction
Cours structuré sur l'oxydoréduction : définitions, classification électrochimique, réactions par voie humide et sèche.
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Cours de Chimie : Oxydoréduction
Niveau : 3ème année secondaire - Filière : Sciences
Objectifs du chapitre
À la fin de ce chapitre, l’élève doit être capable de :
— Interpréter l’action d’un acide sur un métal et celle d’un cation métallique sur un métal.
— Distinguer l’oxydation de la réduction et l’oxydant du réducteur.
— Écrire l’équation d’une réaction d’oxydoréduction.
— Utiliser la classification électrochimique des métaux par rapport au dihydrogène.
— Interpréter des réactions d’oxydoréduction par voie humide et sèche en utilisant le nombre
d’oxydation.
I. Phénomènes d’oxydoréduction
I-1. Action d’un acide sur un métal
Lorsqu’on introduit un métal (comme le zinc Zn) dans une solution d’acide chlorhydrique (H
+
+
Cl
−
), on observe un dégagement gazeux de dihydrogène (H2). L’équation de la réaction est :
Zn(s) + 2H
+
→ Zn
2+
+ H2(g)
I-2. Action d’un cation métallique sur un métal
Lorsqu’on plonge une lame de fer (Fe) dans une solution de sulfate de cuivre (Cu
2+
+ SO
2−
4
),
on observe le dépôt de cuivre métallique sur la lame et la solution devient verte (apparition d’ions
Fe
2+
). L’équation de la réaction est :
Fe(s) + Cu
2+
→ Fe
2+
+ Cu(s)
Lame de Fe
Fig. 1 : Action de Cu
2+
sur Fe
II. Définitions fondamentales
Définitions
— Oxydation : C’est une perte d’électrons par un réducteur.
— Réduction : C’est un gain d’électrons par un oxydant.
— Oxydant : Espèce chimique capable de capter un ou plusieurs électrons.
— Réducteur : Espèce chimique capable de céder un ou plusieurs électrons.
— Couple Ox/Red : Ensemble formé par un oxydant et son réducteur conjugué.
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L’équation formelle d’un couple Ox/Red est :
Ox + ne
−
⇌ Red
III. Classification électrochimique des métaux
Les métaux sont classés selon leur pouvoir réducteur par rapport au couple de référence 2H
+
/H2.
Règle de classification
— Les métaux situés avant le dihydrogène (H2) sont des réducteurs plus forts que H2 (ex :
Zn, Fe, Al). Ils peuvent réduire les ions H
+
en H2.
— Les métaux situés après le dihydrogène sont des réducteurs plus faibles que H2 (ex : Cu,
Ag). Ils ne réagissent pas avec les acides dilués.
Pouvoir réducteur croissant
Cu
H2
Fe
Zn
Al
Fig. 2 : Classification électrochimique
IV. Étude de réactions d’oxydoréduction
IV-1. Voie humide
Les réactions par voie humide se produisent en solution aqueuse. On peut suivre l’évolution de
certaines réactions par conductimétrie.
RE
A
A
Solution
Fig. 3 : Montage conductimétrique
Exemple : Réaction entre les ions permanganate (MnO
−
4
) et les ions ferreux (Fe
2+
).
— Demi-équation 1 : MnO
−
4
+ 8H
+
+ 5e
−
→ Mn
2+
+ 4H2O
— Demi-équation 2 : Fe
2+
→ Fe
3+
+ e
−
L’équation bilan est :
MnO
−
4
+ 8H
+
+ 5Fe
2+
→ Mn
2+
+ 5Fe
3+
+ 4H2O
2
IV-2. Voie sèche
Ces réactions se déroulent à haute température (souvent par chauffage). On utilise le nombre
d’oxydation (n.o.) pour les équilibrer.
Nombre d’oxydation (n.o.)
Le nombre d’oxydation est un entier relatif noté en chiffres romains.
— Corps simple : n.o. = 0 (ex : Cu(0), C(0)).
— Ion monoatomique : n.o. = charge de l’ion (ex : Fe(II), Cu(II)).
Exemple : Réduction de l’oxyde de cuivre(II) par le carbone.
Cu(II)O + C(0) → Cu(0) + C(II)O
2
Ici, le cuivre passe du n.o. +II à 0 (réduction) et le carbone passe du n.o. 0 à +IV (oxydation).
L’essentiel
— Oxydation : Perte d’électrons par un réducteur.
— Réduction : Gain d’électrons par un oxydant.
— Couple Ox/Red : Ox + ne
−
⇌ Red.
— Classification : Les métaux réducteurs (avant H2) réagissent avec les acides.
— Nombre d’oxydation : Écrit en chiffres romains (I, II, III...).
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