أكسدة واختزال
Document pedagogique tunisien de physique-chimie
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Oxydoréduction
3ème année secondaire -
Sciences expérimentales
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.
— 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.
— Utiliser le nombre d’oxydation (écrit en chiffres romains) pour identifier les éléments oxydés et
réduits.
1 Phénomène d’oxydoréduction
1.1 Action des acides sur les métaux
Considérons l’action de l’acide chlorhydrique (H
+
(
aq) + Cl
−
(
aq)) sur un morceau de zinc (Zn) ou de
fer (Fe).
Observations :
— On observe une effervescence (dégagement de gaz). Ce gaz est le dihydrogène H2, qui détonne
en présence d’une flamme.
— Le métal (Zn ou Fe) diminue de taille et finit par disparaître si l’acide est en excès.
— La solution se charge en ions métalliques (Zn
2+
ou Fe
2+
).
L’équation bilan de la réaction entre le zinc et les ions oxonium H
+
s’écrit :
Zn() + 2 H
+
(aq) −→ Zn
2+
(aq) + H2 (g)
1.2 Action d’un cation métallique sur un métal
Plongeons une lame de zinc (Zn) dans une solution aqueuse de sulfate de cuivre II (Cu
2+
(aq)
+SO
2−
4 (aq)).
Observations :
— La couleur bleue de la solution (due aux ions Cu
2+
) s’atténue progressivement.
— Un dépôt rouge de cuivre métallique (Cu) se forme sur la lame de zinc.
— La lame de zinc se détériore et des ions zinc Zn
2+
apparaissent dans la solution.
L’équation bilan de cette réaction est :
Zn() + Cu
2+
(aq) −→ Zn
2+
(aq) + Cu()
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Oxydoréduction 3ème année secondaire - Sciences
expérimentales
1.3 Définitions fondamentales
Définitions : Oxydant, Réducteur, Oxydation, Réduction
— Oxydant (Ox) : Espèce chimique capable de capter un ou plusieurs électrons.
— Réducteur (Red) : Espèce chimique capable de céder un ou plusieurs électrons.
— Oxydation : C’est une perte d’électrons (le réducteur subit une oxydation).
— Réduction : C’est un gain d’électrons (l’oxydant subit une réduction).
— Couple oxydant/réducteur : Noté Ox/Red, relié par la demi-équation électronique :
Ox + n e
−
⇌ Red
Une réaction d’oxydoréduction est un échange d’électrons entre le réducteur d’un couple et l’oxy-
dant d’un autre couple.
2 Classification électrochimique des métaux
En comparant l’aptitude des métaux à réagir avec les ions métalliques ou les ions H
+
, on peut les
classer selon leur pouvoir réducteur croissant (ou leur réactivité). Le classement par rapport au couple
du dihydrogène H
+
/H2 donne la classification suivante :
Couple Redox Pouvoir réducteur Remarques
K
+
/K
Réducteurs de plus en plus forts
Métaux très réactifs (alcalins, alcalino-
terreux).
Zn
2+
/Zn Réagissent avec les acides forts pour déga-
ger H2.
Fe
2+
/Fe
H
+
/H2 Référence (E
0
= 0 V) Couple du dihydrogène.
Cu
2+
/Cu Réducteurs de plus en plus faibles Ne réagissent pas avec l’acide chlorhy-
drique dilué.
Ag
+
/Ag Métaux nobles.
Règle de prévision : Un métal réduit les ions métalliques situés en dessous de lui dans la classifi-
cation (ou un oxydant fort oxyde un réducteur situé au-dessus de lui).
3 Étude de quelques réactions d’oxydoréduction
3.1 Nombre d’oxydation
Le nombre d’oxydation (N.O.) d’un élément dans une espèce chimique est un nombre entier, écrit en
chiffres romains, qui traduit son degré d’oxydation.
— Pour un corps simple (ex : Fe, H2, Cu), le N.O. est nul : I, 0.
— Pour un ion simple (ex : Fe
2+
, Cl
−
), le N.O. est égal à la charge de l’ion : Fe(II), Cl(-I).
— Dans les molécules neutres, la somme algébrique des N.O. est nulle (le N.O. de l’hydrogène est
généralement I et celui de l’oxygène −II).
Une oxydation se traduit par une augmentation du nombre d’oxydation, tandis qu’une réduction
se traduit par sa diminution.
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Oxydoréduction 3ème année secondaire - Sciences
expérimentales
3.2 Exemples par voie humide et par voie sèche
— Voie humide (en solution aqueuse) : Réaction entre les ions permanganate MnO
−
4
et les
ions ferreux Fe
2+
en milieu acide.
MnO
−
4
+ 5 Fe
2+
+ 8 H
+
−→ Mn
2+
+ 5 Fe
3+
+ 4 H2O
— Voie sèche (à chaud) : Réduction de l’oxyde de cuivre II par le carbone (charbon).
2 CuO + C −→ 2 Cu + CO2
4 Exemples d’application résolus
Exemple 1 : Établissement d’une équation bilan
Énoncé : Écrire l’équation bilan de la réaction d’oxydoréduction entre le métal aluminium (Al) et
les ions argent (Ag
+
). On donne les couples : Al
3+
/Al et Ag
+
/Ag.
Résolution : 1. Identifier les demi-équations électroniques pour chaque couple : - Réduction de
l’oxydant Ag
+
: Ag
+
+ 1 e
−
⇌ Ag (×3) - Oxydation du réducteur Al : Al ⇌ Al
3+
+ 3 e
−
(×1)
2. Égaliser le nombre d’échangés d’électrons en multipliant la première demi-équation par 3. 3.
Additionner les deux demi-équations :
Al() + 3 Ag
+
(aq) −→ Al
3+
(aq) + 3 Ag
()
Exemple 2 : Analyse d’une réaction par les nombres d’oxydation
Énoncé : Dans la réaction Zn + 2 H
+
−→ Zn
2+
+ H2, déterminer l’élément oxydé et l’élément réduit
en utilisant les nombres d’oxydation.
Résolution : - Pour le zinc Zn (corps simple) : N.O.(Zn) = 0. Dans Zn
2+
, N.O.(Zn) = II. Le nombre
d’oxydation augmente de 0 à II : le zinc subit une oxydation (c’est le réducteur). - Pour l’hydrogène
dans H
+
: N.O.(H) = I. Dans H2 (corps simple) : N.O.(H) = 0. Le nombre d’oxydation diminue de I
à 0 : les ions H
+
subissent une réduction (c’est l’oxydant).
5 L’essentiel à retenir
Notion Formule ou expression clé
Couple Oxydant/Réducteur Ox + n e
−
⇌ Red
Oxydation Perte d’électrons (augmentation du N.O.)
Réduction Gain d’électrons (diminution du N.O.)
Méthode d’équilibrage Égaliser le nombre d’électrons cédés et captés entre les demi-
équations.
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