الأكسدة والاختزال
Document pedagogique tunisien de physique-chimie
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Oxydoréduction
3ème année secondaire -
Sciences techniques
Année scolaire 2026-2027
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.
— Écrire et ajuster l’équation d’une réaction d’oxydoréduction en utilisant les nombres
d’oxydation écrits en chiffres romains.
— Établir et exploiter la classification électrochimique des métaux par rapport au couple
du dihydrogène.
1 Mises en évidence expérimentales et notions fondamen-
tales
1.1 Action des acides sur les métaux
L’action d’une solution aqueuse d’acide chlorhydrique (H
+
(aq) + Cl
−
(aq)) ou d’acide sulfurique
dilué sur certains métaux usuels (tels que le zinc Zn ou le fer Fe) met en évidence une transformation
chimique spontanée caractérisée par un dégagement gazeux remarquable.
— Expérience avec le zinc : Si l’on plonge un ruban ou de la poudre de zinc dans un tube à essais
contenant de l’acide chlorhydrique, on observe immédiatement une effervescence (dégagement
de bulles de gaz) et la disparition progressive du métal solide. Le gaz ainsi dégagé provoque une
détonation caractéristique dite « pouf » à l’approche d’une flamme, ce qui permet d’identifier
le dihydrogène (H2).
— Interprétation microscopique : Les ions hydronium H
+
fournis par l’acide réagissent avec les
atomes neutres du métal zinc Zn. Chaque atome de zinc cède deux électrons pour se transformer
en ion zinc Zn
2+
soluble dans l’eau, tandis que les ions H
+
captent ces électrons pour donner
des molécules de dihydrogène H2.
L’équation bilan de cette réaction d’oxydoréduction s’écrit de la manière suivante :
Zn(s) + 2 H
+
(aq) −→ Zn
2+
(aq) + H2(g)
1.2 Action d’un cation métallique sur un métal
Lorsqu’on plonge une lame de fer Fe propre dans une solution aqueuse de sulfate de cuivre contenant
des ions cuivre(II) Cu
2+
(aq) et des ions sulfate SO
2−
4
(aq), on observe de façon nette :
— Un dépôt de cuivre métallique de couleur rouge-brun qui recouvre rapidement la surface im-
mergée de la lame de fer.
— La décoloration progressive de la solution, qui passe du bleu initial (caractéristique des ions
Cu
2+
) au vert pâle (caractéristique de l’apparition des ions fer(II) Fe
2+
).
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techniques
Cette observation macroscopique traduit un transfert direct d’électrons entre les atomes de fer (le
réducteur) et les ions cuivre(II) (l’oxydant) :
Fe(s) + Cu
2+
(aq) −→ Fe
2+
(aq) + Cu(s)
1.3 Définitions fondamentales et Nombre d’oxydation
Pour généraliser ces observations et traiter l’ensemble des réactions avec rigueur, introduisons les
définitions fondamentales de l’oxydoréduction.
Définitions : Oxydation, Réduction, Oxydant, Réducteur
— Oxydation : C’est une perte d’électrons. L’espèce chimique qui subit une oxydation
agit comme un réducteur.
— Réduction : C’est un gain d’électrons. L’espèce chimique qui subit une réduction agit
comme un oxydant.
— Oxydant (Ox) : Espèce chimique (atome, ion ou molécule) capable de capter un ou
plusieurs électrons.
— Réducteur (Red) : Espèce chimique (atome, ion ou molécule) capable de céder un ou
plusieurs électrons.
— Couple oxydant-réducteur (Ox/Red) : Ensemble de deux espèces conjuguées reliées
par une demi-équation électronique formelle :
Ox + n e
−
⇌ Red
1.3.1 Le nombre d’oxydation (n.o.)
Le nombre d’oxydation est un outil comptable précieux pour repérer les transferts d’électrons au
cours d’une réaction chimique. Il est toujours noté en chiffres romains (par exemple : 0, I, II,
III, −I, etc.).
Règles d’attribution du nombre d’oxydation
1. Pour un corps pur simple (ex : Zn(s), Fe(s), H2(g)), le nombre d’oxydation de l’élément
est égal à 0.
2. Pour un ion monoatomique, le nombre d’oxydation est égal à la charge de l’ion (ex : pour
Cu
2+
, n.o.(Cu) = II ; pour Cl
−
, n.o.(Cl) = −I).
3. Dans une molécule ou un édifice polyatomique neutre, la somme algébrique des nombres
d’oxydation de tous les atomes constitutifs est égale à 0.
4. Le nombre d’oxydation de l’hydrogène lié est généralement +I et celui de l’oxygène engagé
est −II (hors cas particuliers des peroxydes).
— Augmentation du nombre d’oxydation au cours d’une transformation =⇒ Oxydation
(le réducteur perd des électrons).
— Diminution du nombre d’oxydation au cours d’une transformation =⇒ Réduction
(l’oxydant gagne des électrons).
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2 Classification électrochimique des métaux par rapport au
dihydrogène
En comparant l’aptitude des différents métaux à réagir avec les solutions acides (contenant des ions
H
+
), on peut classer les métaux selon leur pouvoir réducteur croissant ou décroissant.
Classe Exemples / Espèces
Métaux réducteurs forts (réagissent avec H
+
) Zinc (Zn), Fer (Fe), Aluminium (Al)
Couple de référence Dihydrogène (H
+
/H2)
Métaux non réducteurs (ne réagissent pas avec
H
+
)
Cuivre (Cu), Argent (Ag), Or (Au)
Règle de spontanéité : Un métal situé au-dessus du dihydrogène dans la classification possède un
pouvoir réducteur supérieur à celui du dihydrogène ; il peut par conséquent réduire les ions H
+
en
H2 tout en s’oxydant lui-même en ions métalliques. De même, tout métal réduit les ions métalliques
d’un couple situé en dessous de lui dans la classification (par exemple, le zinc réduit les ions Cu
2+
).
3 Étude de quelques réactions et Exemples résolus
Pour écrire l’équation bilan d’une réaction d’oxydoréduction de manière méthodique :
1. Identifier les deux couples redox en présence (Ox1/Red1 et Ox2/Red2).
2. Écrire la demi-équation électronique de réduction pour l’oxydant le plus fort.
3. Écrire la demi-équation électronique d’oxydation pour le réducteur le plus fort.
4. Additionner les deux demi-équations en s’assurant que le nombre d’électrons cédés est exacte-
ment égal au nombre d’électrons captés.
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Exemple d’application 1 : Action du zinc sur une solution de sulfate de
cuivre
Exemple 1 : Énoncé et résolution
Énoncé : On introduit une masse m = 6,54 g de poudre de zinc Zn dans un volume V = 100 mL
d’une solution aqueuse de sulfate de cuivre Cu
2+
(aq) + SO
2−
4
(aq) de concentration molaire
C = 0,5 mol · L
−1
. On donne la masse molaire atomique du zinc : M (Zn) = 65,4 g · mol
−1
.
1. Identifier les deux couples redox mis en jeu dans cette transformation.
2. Écrire les demi-équations électroniques correspondantes ainsi que l’équation bilan de la
réaction chimique.
3. Calculer les quantités de matière initiales des réactifs engagés. En déduire le réactif
limitant.
Résolution détaillée :
1. Les deux couples redox mis en jeu sont Zn
2+
/Zn et Cu
2+
/Cu.
2. Écriture des demi-équations électroniques :
Cu
2+
(aq) + 2 e
−
⇌ Cu(s) (Réduction)
Zn(s) ⇌ Zn
2+
(aq) + 2 e
−
(Oxydation)
En combinant ces deux demi-équations (les électrons s’annulant), on obtient l’équation
bilan :
Zn(s) + Cu
2+
(aq) −→ Zn
2+
(aq) + Cu(s)
3. Calcul des quantités de matière initiales :
ni(Zn) =
m
M (Zn)
=
6,54
65,4
= 0,10 mol
ni(Cu
2+
) = C × V = 0,5 × 0,100 = 0,05 mol
D’après les coefficients stchiométriques de l’équation bilan, 1 mole de zinc réagit avec
1 mole d’ions cuivre(II). En comparant ni(Zn) = 0,10 mol et ni(Cu
2+
) = 0,05 mol, on
constate que les ions Cu
2+
sont consommés les premiers. Le réactif limitant est donc l’ion
Cu
2+
.
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techniques
Exemple d’application 2 : Action de l’acide chlorhydrique sur le fer
Exemple 2 : Énoncé et résolution
Énoncé : On fait réagir un volume excédentaire d’une solution d’acide chlorhydrique sur une
masse m(Fe) = 2,80 g de fer pur en poudre. On donne M (Fe) = 56,0 g · mol
−1
et le volume
molaire des gaz dans les conditions de l’expérience : Vm = 24,0 L · mol
−1
.
1. Écrire l’équation bilan de la réaction sachant que les couples redox mis en jeu sont H
+
/H2
et Fe
2+
/Fe.
2. Déterminer la quantité de matière de fer initialement introduite, puis calculer le volume
de dihydrogène dégagé lors de cette réaction totale.
Résolution détaillée :
1. Les demi-équations électroniques s’écrivent :
2 H
+
(aq) + 2 e
−
⇌ H2(g)
Fe(s) ⇌ Fe
2+
(aq) + 2 e
−
En multipliant la première par 1 et la seconde par 1, on obtient l’équation bilan :
Fe(s) + 2 H
+
(aq) −→ Fe
2+
(aq) + H2(g)
2. Calcul de la quantité de matière de fer :
n(Fe) =
m(Fe)
M (Fe)
=
2,80
56,0
= 0,050 mol
D’après l’équation bilan, 1 mole de fer consommée conduit à la formation de 1 mole de
dihydrogène H2. Par conséquent :
n(H2) = n(Fe) = 0,050 mol
Le volume de dihydrogène dégagé est donc :
V (H2) = n(H2) × Vm = 0,050 × 24,0 = 1,20 L
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4 Bilan : L’essentiel du chapitre
Synthèse du chapitre
Notion clé Définition / Expression
Oxydation Perte d’électrons (accompagnée d’une aug-
mentation du nombre d’oxydation).
Réduction Gain d’électrons (accompagné d’une diminu-
tion du nombre d’oxydation).
Oxydant (Ox) Espèce chimique susceptible de capter des
électrons.
Réducteur (Red) Espèce chimique susceptible de céder des
électrons.
Nombre d’oxydation Indice comptable écrit en chiffres romains (0,
I, II, III, etc.).
Réaction d’oxydoréduction Réaction chimique caractérisée par un trans-
fert d’électrons entre un réducteur et un oxy-
dant.
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