Cours de Chimie - Oxydoréduction - 3ème Mathématiques

LYCÉE SECONDAIRE

Cours de Chimie — 3

ème

Année Mathématiques

CHAPITRE : OXYDORÉDUCTION

Objectifs du chapitre

— Interpréter l’action d’un acide sur un métal et celle d’un cation métallique sur un métal

par le transfert d’électrons.

— Distinguer l’oxydation de la réduction, ainsi que l’oxydant du réducteur.

— Représenter un couple oxydant-réducteur par son symbole ou son équation formelle.

— Écrire l’équation d’une réaction d’oxydoréduction.

— Établir la classification électrochimique des métaux par rapport au dihydrogène.

— Maîtriser l’utilisation du nombre d’oxydation (exprimé en chiffres romains) pour identifier

l’oxydant et le réducteur.

I. Phénomène d’oxydoréduction

I-1. Action des acides sur les métaux

Lorsque l’on verse une solution d’acide chlorhydrique (H3O

+

+ Cl

−

) ou d’acide sulfurique dilué

sur de la poudre de zinc (Zn) ou un morceau de fer (Fe), on observe :

— Un dégagement gazeux caractéristique (le gaz issu de la réaction fait « pop » à l’approche d’une

flamme : il s’agit du dihydrogène H2).

— La disparition progressive du métal mis en contact avec la solution.

Interprétation microscopique : Le métal cède des électrons aux ions oxonium H3O

+

présents

dans la solution acide.

Zn ou Fe

Dégagement de H2

Solution de H3O

+

+ Cl

−

Fig. 1 — Action d’une solution acide sur un métal (voie humide).

I-2. Action d’un cation métallique sur un métal

Si l’on plonge une lame de fer dans une solution aqueuse de sulfate de cuivre (Cu

2+

+ SO

2−

4

), on

remarque l’apparition rapide d’un dépôt rougeâtre de cuivre métallique sur la lame, tandis que la

couleur bleue de la solution s’atténue (apparition progressive d’ions Fe

2+

). Le métal le plus réducteur

cède spontanément des électrons au cation métallique présent en solution.

Pour analyser les variations de composition ou suivre l’évolution d’une solution chimique, on

peut s’appuyer sur des méthodes physiques et chimiques appropriées sans recourir à des dispositifs

électrochimiques complexes.

1

I-3. Définitions fondamentales

Définitions clés

— Oxydation : Réaction chimique au cours de laquelle une espèce chimique perd un ou

plusieurs électrons.

— Réduction : Réaction chimique au cours de laquelle une espèce chimique gagne un ou

plusieurs électrons.

— Oxydant : Espèce chimique capable de gagner un ou plusieurs électrons.

— Réducteur : Espèce chimique capable de perdre un ou plusieurs électrons.

— Couple oxydant-réducteur (Ox/Red) : Ensemble constitué d’un oxydant et d’un ré-

ducteur reliés par la demi-équation électronique formelle :

Ox + n e

−

⇌ Red

II. Classification électrochimique des métaux par rapport au

dihydrogène

En comparant l’aptitude de différents métaux (zinc, fer, cuivre, argent) à réagir avec les solutions

acides, on peut les classer selon leur pouvoir réducteur croissant.

Pouvoir réducteur croissant

Ag

+

/Ag

Cu

2+

/Cu

H

+

/H2

Fe

2+

/Fe

Zn

2+

/Zn

Référence (Dihydrogène)

Fig. 2 — Extrait de la classification électrochimique des métaux.

Les métaux situés en dessous du couple H

+

/H2 réagissent avec les acides non oxydants en

libérant du dihydrogène H2. Ceux situés au-dessus (comme le cuivre ou l’argent) ne réagissent pas

avec ces acides dans les conditions usuelles.

III. Étude de quelques réactions d’oxydoréduction

III-1. Réactions par voie humide

Les réactions par voie humide se déroulent en solution aqueuse par échange direct d’électrons

entre un oxydant et un réducteur. Exemple fondamental : L’action des ions permanganate MnO

−

4

sur les ions fer(II) Fe

2+

en milieu acide.

— Demi-équation du couple MnO

−

4

/Mn

2+

: MnO

−

4

+ 8 H

+

+ 5 e

−

⇌ Mn

2+

+ 4 H2O

— Demi-équation du couple Fe

3+

/Fe

2+

: Fe

2+

⇌ Fe

3+

+ e

−

(×5)

— Équation bilan : MnO

−

4

+ 5 Fe

2+

+ 8 H

+

→ Mn

2+

+ 5 Fe

3+

+ 4 H2O

2

III-2. Réactions par voie sèche et nombre d’oxydation

Les réactions par voie sèche se produisent à haute température, sans solvant (ex. réduction des

oxydes métalliques). Pour identifier l’oxydant et le réducteur dans des systèmes complexes, on utilise

le nombre d’oxydation (n.o.) noté en chiffres romains.

— Oxydation : Augmentation du nombre d’oxydation (le réducteur perd des électrons).

— Réduction : Diminution du nombre d’oxydation (l’oxydant gagne des électrons).

Exemple : Réduction de l’oxyde de cuivre(II) CuO par le carbone C à chaud :

2 CuO + C → 2 Cu + CO2

Le cuivre passe du nombre d’oxydation +II dans CuO à 0 dans Cu (réduction). Le carbone passe de

0 à +IV dans CO2 (oxydation).

Mélange CuO + C

Chauffage (Bec Bunsen)

Fig. 3 — Schéma d’une réaction par voie sèche.

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Exemple d’application résolu

Énoncé : On considère les deux couples oxydant-réducteur suivants : Cr2O

2−

7

/Cr

3+

et I2/I

−

. 1)

Écrire la demi-équation électronique pour chaque couple. 2) En déduire l’équation bilan de la réaction

d’oxydoréduction entre les ions dichromate Cr2O

2−

7

et les ions iodure I

−

.

Résolution détaillée :

1. Écriture des demi-équations :

— Pour le couple Cr2O

2−

7

/Cr

3+

(en milieu acide) :

Cr2O

2−

7

+ 14 H

+

+ 6 e

−

⇌ 2 Cr

3+

+ 7 H2O (Réduction)

— Pour le couple I2/I

−

:

2 I

−

⇌ I2 + 2 e

−

(Oxydation, ×3 pour équilibrer les électrons)

2. Équation bilan : En additionnant membre à membre les deux demi-équations après multiplica-

tion par les coefficients appropriés pour éliminer les électrons :

Cr2O

2−

7

+ 6 I

−

+ 14 H

+

→ 2 Cr

3+

+ 3 I2 + 7 H2O

L’essentiel à retenir

— Une réaction d’oxydoréduction est caractérisée par un transfert d’électrons entre le ré-

ducteur (qui donne des électrons) et l’oxydant (qui capte des électrons).

— L’oxydant subit une réduction ; le réducteur subit une oxydation.

— Le nombre d’oxydation, écrit en chiffres romains, permet de suivre l’évolution des

états d’oxydation au cours des transformations chimiques.

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