التأكسد والاختزال

Oxydoréduction

3ème année secondaire -

Sciences expérimentales

Année scolaire 2026-2027

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 et l’oxydant du réducteur.

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

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

— Faire une classification électrochimique des métaux par rapport au dihydrogène.

1 Phénomène d’oxydoréduction

Expérience Observation principale Interprétation

Action HCl / Zinc Effervescence, dégagement de H2 Le zinc cède des électrons aux ions H3O

+

Action Cu

2+

/ Zinc Dépôt rouge de cuivre, décoloration Transfert d’électrons du zinc vers Cu

2+

Fig. 1

1.1 Action des acides sur les métaux

Expérience : Versons quelques millilitres d’une solution d’acide chlorhydrique (H3O

+

+ Cl

−

) dans

un tube à essai contenant de la poudre de zinc (Zn) ou un morceau de zinc.

Observations : On observe une effervescence vive avec dégagement d’un gaz qui caractérise le

dihydrogène (H2) (test de la flamme : une petite détonation se produit). Le métal zinc disparaît

progressivement. La solution obtenue contient des ions zinc Zn

2+

.

Interprétation : Les ions oxonium H3O

+

fournis par l’acide attaquent le métal zinc. Le zinc cède

des électrons pour se transformer en ions Zn

2+

, tandis que les ions H

+

captent ces électrons pour

donner du dihydrogène H2. Il y a donc un transfert d’électrons du métal vers les ions acides.

1.2 Action d’un cation métallique sur un métal

Expérience : Plaçons une lame de zinc propre dans une solution aqueuse de sulfate de cuivre

Cu

2+

+ SO

2−

4

(de couleur bleue).

Observations : La couleur bleue de la solution s’atténue progressivement. Un dépôt métallique

rouge de cuivre (Cu) apparaît sur la lame de zinc. Si l’on analyse la solution, on y décèle la présence

d’ions zinc Zn

2+

.

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expérimentales

Interprétation : Les atomes de zinc de la lame cèdent des électrons pour passer en solution sous

forme d’ions Zn

2+

. Ces électrons sont captés par les ions cuivre Cu

2+

présents dans la solution, qui

se réduisent en atomes de cuivre métallique Cu.

1.3 Définitions fondamentales

Définition : Oxydant et Réducteur

— Oxydant (Ox) : Espèce chimique capable de capter un ou plusieurs électrons.

— Réducteur (Red) : Espèce chimique capable de céder un ou plusieurs électrons.

Définition : Oxydation et Réduction

— Oxydation : C’est une perte d’électrons. Elle a lieu le siège d’un réducteur.

— Réduction : C’est un gain d’électrons. Elle a lieu le siège d’un oxydant.

Définition : Couple oxydant / réducteur

Un couple oxydant/réducteur, noté Ox/Red, est formé par un oxydant et son réducteur conju-

gué reliés par la demi-équation électronique formelle :

Ox + n e

−

⇌ Red

2 Classification électrochimique des métaux par rapport au

dihydrogène

En étudiant l’action de l’acide chlorhydrique sur différents métaux (zinc, fer, cuivre, aluminium...),

on constate que certains métaux réagissent en dégageant du dihydrogène (comme le zinc et le fer),

tandis que d’autres ne réagissent pas (comme le cuivre).

Cela permet de classer les métaux et leurs couples selon leur pouvoir réducteur croissant ou

décroissant. Par convention, on associe le couple du dihydrogène H3O

+

/H2 comme référence.

Loi / Règle : Règle de la réaction spontanée

Un métal réduit l’oxydant d’un couple situé au-dessus de lui dans la classification électrochi-

mique. Autrement dit, un réducteur fort réagit spontanément avec l’oxydant le plus fort présent

dans le milieu.

3 Étude de quelques réactions d’oxydoréduction

3.1 Par voie humide

Les réactions par voie humide se déroulent en solution aqueuse.

Exemple du système S2O

2−

8

/I

−

: L’oxydation des ions iodure I

−

par les ions peroxodisulfate S2O

2−

8

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expérimentales

en solution aqueuse met en jeu les deux couples redox :

S2O

2−

8

+ 2 e

−

⇌ 2 SO

2−

4

2 I

−

⇌ I2 + 2 e

−

L’équation bilan de la réaction s’obtient en additionnant les deux demi-équations, le nombre d’élec-

trons échangés étant égal :

S2O

2−

8

+ 2 I

−

−→ 2 SO

2−

4

+ I2

3.2 Par voie sèche et nombre d’oxydation

Les réactions par voie sèche se produisent généralement à haute température entre solides et/ou gaz,

sans intervention de solvant.

Pour suivre les transferts d’électrons dans ces réactions complexes, on utilise la notion de nombre

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

Définition : Nombre d’oxydation

Le nombre d’oxydation d’un élément dans une entité chimique est un nombre entier (positif,

négatif ou nul), écrit en chiffres romains, qui traduit son degré d’oxydation.

— Pour un corps simple, le n.o. est nul (ex : n.o.(Cu) = 0).

— Au cours d’une oxydation, le nombre d’oxydation augmente.

— Au cours d’une réduction, le nombre d’oxydation diminue.

Exemple d’application : Action de l’acide chlorhydrique sur le zinc

Énoncé : Écrire les demi-équations électroniques et l’équation bilan de l’action de l’acide

chlorhydrique sur le zinc.

Résolution : 1. Couples mis en jeu : H3O

+

/H2 et Zn

2+

/Zn. 2. Demi-équation du réducteur

(zinc) - Oxydation :

Zn −→ Zn

2+

+ 2 e

−

3. Demi-équation de l’oxydant (ion oxonium) - Réduction :

2 H3O

+

+ 2 e

−

−→ H2 + 2 H2O

4. Équation bilan (somme des deux demi-équations) :

Zn + 2 H3O

+

−→ Zn

2+

+ H2 + 2 H2O

Exemple d’application : Réduction de l’oxyde de cuivre par le carbone (Voie sèche)

Énoncé : Écrire l’équation de la réaction entre l’oxyde de cuivre CuO et le carbone C à chaud.

Résolution : 1. L’oxyde de cuivre CuO est réduit en cuivre Cu :

Cu

II

O + 2 e

−

−→ Cu + O

2−

2. Le carbone C est oxydé en monoxyde de carbone CO ou dioxyde de carbone CO2 :

C + O

2−

−→ CO + 2 e

−

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expérimentales

3. Équation bilan globale :

2 CuO + C −→ 2 Cu + CO2

Le carbone joue le rôle de réducteur et l’oxyde de cuivre le rôle d’oxydant.

4 Bilan : L’essentiel du chapitre

Notion clé Définition / Expression

Oxydant Espèce chimique qui capte des électrons.

Réducteur Espèce chimique qui cède des électrons.

Oxydation Perte d’électrons (siège du réducteur).

Réduction Gain d’électrons (siège de l’oxydant).

Couple redox Ox + n e

−

⇌ Red

Nombre d’oxydation Écrit en chiffres romains ; augmente par oxyda-

tion, diminue par réduction.

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