Ressources · 1ʳᵉ · Physique-chimie (spécialité)
Réactions d’oxydoréduction
Oxydant, réducteur, oxydation et réduction, couple oxydant/réducteur ; la demi-équation électronique, d’un couple simple ou en milieu acide ; l’équation d’une réaction d’oxydoréduction établie à partir des deux couples ; le transfert d’électrons identifié à partir d’observations ; le suivi d’une transformation d’oxydoréduction par un tableau d’avancement et par les couleurs.
À propos de cette page
Oxydant, réducteur : un transfert d’électrons
Un transfert d’électrons. Certaines transformations chimiques s’expliquent par un échange d’électrons entre deux réactifs : l’un en perd, l’autre en gagne exactement autant. Les électrons ne restent jamais libres dans la solution.
Oxydant, réducteur. Un oxydant est une espèce chimique capable de capter un ou plusieurs électrons ; un réducteur est une espèce capable d’en céder.
Oxydation, réduction. Une oxydation est une perte d’électrons, une réduction un gain d’électrons. Au cours de la transformation, le réducteur est oxydé et l’oxydant est réduit.
Couple oxydant/réducteur. Un oxydant et le réducteur qu’il devient en captant des électrons forment un couple, noté Ox/Red, l’oxydant toujours écrit en premier : Cu²⁺/Cu, Fe²⁺/Fe, Fe³⁺/Fe²⁺, H⁺/H₂, Cl₂/Cl⁻, MnO₄⁻/Mn²⁺. Une même espèce peut appartenir à deux couples : l’ion Fe²⁺ est le réducteur du couple Fe³⁺/Fe²⁺ et l’oxydant du couple Fe²⁺/Fe. Une telle espèce peut même réagir sur elle-même, à la fois oxydée et réduite : c’est une dismutation. En solution aqueuse, l’ion cuivre(I) Cu⁺, oxydant du couple Cu⁺/Cu et réducteur du couple Cu²⁺/Cu⁺, se dismute ainsi : 2 Cu⁺ → Cu + Cu²⁺.
Réaction d’oxydoréduction. C’est un transfert d’électrons du réducteur d’un couple vers l’oxydant d’un autre couple : Ox₁ + Red₂ → Red₁ + Ox₂.
Exemple 1 — la paille de fer dans le sulfate de cuivre(II). On plonge de la paille de fer dans une solution bleue de sulfate de cuivre(II). Au bout de quelques minutes, un dépôt rouge de cuivre recouvre le fer et la teinte bleue de la solution s’atténue ; il se forme des ions fer(II) Fe²⁺. Fe(s) + Cu²⁺(aq) → Fe²⁺(aq) + Cu(s).
Chaque atome de fer a cédé 2 électrons : le fer est le réducteur, il est oxydé (couple Fe²⁺/Fe). Chaque ion Cu²⁺ a capté ces 2 électrons : c’est l’oxydant, il est réduit (couple Cu²⁺/Cu). Les ions sulfate, spectateurs, ne participent pas.
Exemple 2 — l’eau de chlore et les ions bromure. On verse de l’eau de chlore (du dichlore dissous) dans une solution incolore de bromure de potassium : la solution devient jaune-orangé, couleur du dibrome formé. Cl₂(aq) + 2 Br⁻(aq) → 2 Cl⁻(aq) + Br₂(aq). Les deux ions bromure cèdent chacun un électron et s’unissent en Br₂ : ils sont le réducteur, oxydé (couple Br₂/Br⁻). La molécule de dichlore capte ces 2 électrons et donne 2 ions chlorure : c’est l’oxydant, réduit (couple Cl₂/Cl⁻).
Réflexe — pour chaque élément, je compare la forme de départ et la forme d’arrivée. Entre un corps simple et son ion (Cu/Cu²⁺, Cl₂/Cl⁻), ou entre deux ions monoatomiques d’un même élément (Fe³⁺/Fe²⁺), l’espèce dont la charge diminue (Cu²⁺ → Cu, Cl₂ → Cl⁻) a gagné des électrons : c’est l’oxydant ; celle dont la charge augmente (Fe → Fe²⁺) en a perdu : c’est le réducteur. Dès que l’oxygène ou l’hydrogène interviennent (MnO₄⁻ → Mn²⁺), je ne compare plus les charges : j’écris la demi-équation, les électrons y sont du côté de l’oxydant.
Attention — l’oxydant n’est pas oxydé : il est réduit. Et un couple s’écrit Ox/Red, jamais l’inverse : Cu²⁺/Cu, pas Cu/Cu²⁺.
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Écrire une demi-équation électronique
Demi-équation électronique. Elle traduit le passage d’une forme du couple à l’autre : Ox + n e⁻ = Red. Le signe « = » rappelle que l’échange peut se faire dans un sens ou dans l’autre, selon le partenaire : lue vers la droite, c’est une réduction ; vers la gauche, une oxydation.
Les règles. Les électrons e⁻ s’écrivent toujours du côté de l’oxydant. Comme une équation de réaction, une demi-équation conserve les éléments et la charge électrique.
Pour un couple simple (sans oxygène ni hydrogène à ajuster) :
- j’ajuste l’élément commun aux deux formes ;
- je calcule la charge totale de chaque côté ;
- j’ajoute, du côté de l’oxydant, autant d’électrons que l’écart de charge.
Couple Al³⁺/Al. Charge +3 à gauche, 0 à droite : il faut 3 électrons. Al³⁺ + 3 e⁻ = Al, qui s’écrit dans le sens de l’oxydation Al → Al³⁺ + 3 e⁻.
Couple Sn⁴⁺/Sn²⁺. Deux ions de l’étain : charges +4 et +2, écart 2. Sn⁴⁺ + 2 e⁻ = Sn²⁺.
Couple H⁺/H₂. Il faut 2 ions H⁺ pour une molécule H₂ ; charge +2 à gauche, 0 à droite. 2 H⁺ + 2 e⁻ = H₂.
Couple S₄O₆²⁻/S₂O₃²⁻ (ion tétrathionate / ion thiosulfate). Quatre atomes de soufre à gauche, donc 2 S₂O₃²⁻ à droite ; l’oxygène suit : 6 = 2 × 3. Charges : −2 à gauche, 2 × (−2) = −4 à droite, écart 2. S₄O₆²⁻ + 2 e⁻ = 2 S₂O₃²⁻. Vérification : −2 − 2 = −4.
Réflexe — éléments d’abord, charges ensuite : le nombre d’électrons est l’écart entre la charge totale de l’oxydant et celle du réducteur.
Attention — ajuster l’élément avant de compter les charges : pour le couple I₂/I⁻, on écrit I₂ + 2 e⁻ = 2 I⁻, et non I₂ + e⁻ = I⁻, qui ne conserve ni l’iode ni la charge.
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Demi-équation d’un couple en milieu acide
Quand l’oxygène et l’hydrogène interviennent. Beaucoup d’oxydants courants contiennent de l’oxygène : MnO₄⁻, Cr₂O₇²⁻, NO₃⁻, H₂O₂… En solution acide, on ajuste avec ce que l’eau acidifiée fournit : des molécules H₂O et des ions hydrogène H⁺.
La méthode, en quatre étapes.
- J’ajuste l’élément autre que O et H (Mn, Cr, S, N, C…).
- J’ajuste l’oxygène en ajoutant des molécules H₂O du côté qui en manque.
- J’ajuste l’hydrogène en ajoutant des ions H⁺ du côté qui en manque.
- J’ajuste la charge en ajoutant des électrons du côté de l’oxydant, puis je vérifie éléments et charges.
Exemple 1 — couple MnO₄⁻/Mn²⁺ (ion permanganate, violet ; ion manganèse(II), presque incolore).
- Manganèse : un de chaque côté.
- 4 O à gauche : MnO₄⁻ = Mn²⁺ + 4 H₂O.
- 8 H à droite : MnO₄⁻ + 8 H⁺ = Mn²⁺ + 4 H₂O.
- Charges : −1 + 8 = +7 à gauche, +2 à droite, écart 5 : MnO₄⁻ + 8 H⁺ + 5 e⁻ = Mn²⁺ + 4 H₂O. Vérification : −1 + 8 − 5 = +2.
Exemple 2 — couple SO₄²⁻/SO₂. Le soufre est ajusté. 4 O à gauche, 2 dans SO₂ : il manque 2 O à droite, d’où 2 H₂O ; ces 4 H exigent 4 H⁺ à gauche. Charges : −2 + 4 = +2 à gauche, 0 à droite : SO₄²⁻ + 4 H⁺ + 2 e⁻ = SO₂ + 2 H₂O.
Exemple 3 — couple O₂/H₂O. Pas d’autre élément. Les 2 O de O₂ donnent 2 H₂O ; ces 4 H exigent 4 H⁺ ; charges +4 et 0 : O₂ + 4 H⁺ + 4 e⁻ = 2 H₂O.
Réflexe — toujours dans le même ordre : élément, oxygène (H₂O), hydrogène (H⁺), charge (e⁻) ; puis je recompte chaque élément et la charge des deux membres.
Attention — on n’ajuste jamais avec O, O₂ ou H₂ : seulement avec H₂O, H⁺ et e⁻. Et les électrons se placent du côté de l’oxydant, même quand cela fait beaucoup d’espèces de ce côté.
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Établir l’équation d’une réaction d’oxydoréduction
Les données. On connaît les deux réactifs, un oxydant Ox₁ et un réducteur Red₂, et les deux couples Ox₁/Red₁ et Ox₂/Red₂.
La méthode.
- J’écris la demi-équation du couple de l’oxydant dans le sens de la réduction : Ox₁ + n₁ e⁻ → Red₁.
- J’écris celle du couple du réducteur dans le sens de l’oxydation : Red₂ → Ox₂ + n₂ e⁻.
- Je multiplie chaque demi-équation pour que le nombre d’électrons captés soit égal au nombre d’électrons cédés (le plus petit multiple commun de n₁ et n₂).
- J’additionne membre à membre : les électrons disparaissent ; je simplifie les H⁺ et les H₂O présents des deux côtés.
- Je vérifie la conservation des éléments et de la charge.
Exemple 1 — ions permanganate et ions fer(II), couples MnO₄⁻/Mn²⁺ et Fe³⁺/Fe²⁺.
| Demi-équation | Facteur | |
|---|---|---|
| réduction | MnO₄⁻ + 8 H⁺ + 5 e⁻ → Mn²⁺ + 4 H₂O | × 1 |
| oxydation | Fe²⁺ → Fe³⁺ + e⁻ | × 5 |
Somme : MnO₄⁻ + 5 Fe²⁺ + 8 H⁺ → Mn²⁺ + 5 Fe³⁺ + 4 H₂O. Charges : −1 + 10 + 8 = +17 à gauche, +2 + 15 = +17 à droite. L’ion permanganate est l’oxydant, l’ion fer(II) le réducteur.
Exemple 2 — ions permanganate et eau oxygénée, couples MnO₄⁻/Mn²⁺ et O₂/H₂O₂ (O₂ + 2 H⁺ + 2 e⁻ = H₂O₂). Le peroxyde d’hydrogène H₂O₂ est ici le réducteur. Le plus petit multiple commun de 5 et 2 est 10.
| Demi-équation | Facteur | |
|---|---|---|
| réduction | MnO₄⁻ + 8 H⁺ + 5 e⁻ → Mn²⁺ + 4 H₂O | × 2 |
| oxydation | H₂O₂ → O₂ + 2 H⁺ + 2 e⁻ | × 5 |
Somme : 2 MnO₄⁻ + 5 H₂O₂ + 16 H⁺ → 2 Mn²⁺ + 5 O₂ + 8 H₂O + 10 H⁺. On retire 10 H⁺ de chaque côté : 2 MnO₄⁻ + 5 H₂O₂ + 6 H⁺ → 2 Mn²⁺ + 5 O₂ + 8 H₂O. Charges : −2 + 6 = +4 à gauche, 2 × (+2) = +4 à droite.
Réflexe — électrons captés = électrons cédés : je multiplie par le plus petit multiple commun, j’additionne, je simplifie H⁺ et H₂O, je vérifie la charge.
Attention — on multiplie toutes les espèces d’une demi-équation, pas seulement les électrons, et il ne doit rester aucun électron dans l’équation finale. Les ions spectateurs (K⁺ du permanganate de potassium, SO₄²⁻ du sulfate de fer(II)) n’y figurent pas.
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Identifier un transfert d’électrons à partir d’observations
Ce qui signale une oxydoréduction. Un métal qui disparaît ou qui se dépose, un gaz qui se dégage, une couleur qui apparaît ou disparaît. Les tests caractéristiques vus en seconde (voir Transformations chimiques) identifient les espèces formées :
| Espèce | Ce qu’on observe |
|---|---|
| Cu²⁺(aq) | solution bleue ; précipité bleu avec la soude |
| Fe²⁺(aq) | solution vert pâle ; précipité vert avec la soude |
| Fe³⁺(aq) | solution jaune-orangé ; précipité rouille avec la soude |
| Zn²⁺(aq) | solution incolore ; précipité blanc avec la soude |
| MnO₄⁻(aq) | solution violette (Mn²⁺ : presque incolore) |
| Cr₂O₇²⁻(aq) | solution orange (les ions chrome(III) formés la font virer au vert) |
| I₂(aq) | solution jaune à brune ; bleu foncé avec l’empois d’amidon |
| Br₂(aq) | solution jaune-orangé |
| H₂(g) | légère détonation à l’approche d’une flamme |
| O₂(g) | rallume une bûchette incandescente |
| métal formé | dépôt sur le métal plongé : rouge pour le cuivre, gris pour l’argent |
La démarche.
- Je repère les espèces consommées et les espèces formées (tests, couleurs).
- J’associe chaque espèce consommée à l’espèce formée qui contient le même élément : j’obtiens les deux couples.
- L’espèce qui a gagné des électrons est l’oxydant, celle qui en a perdu le réducteur.
- J’écris les demi-équations, puis l’équation de la réaction.
Exemple 1 — le zinc décolore le diiode. On ajoute de la poudre de zinc, en excès, à une solution brune de diiode et l’on agite : la solution se décolore peu à peu. Après filtration, quelques gouttes de soude donnent un précipité blanc : des ions zinc Zn²⁺ se sont formés. Le zinc, consommé, a perdu des électrons : c’est le réducteur (couple Zn²⁺/Zn). Le diiode, seule espèce colorée, est devenu des ions iodure I⁻ incolores : il a capté des électrons, c’est l’oxydant (I₂ + 2 e⁻ = 2 I⁻). Équation : Zn(s) + I₂(aq) → Zn²⁺(aq) + 2 I⁻(aq). La solution est incolore parce que tout le diiode a réagi.
Exemple 2 — le nickel dans l’acide chlorhydrique. Un morceau de nickel plonge dans de l’acide chlorhydrique : de fines bulles se forment lentement, le gaz recueilli détonne à l’approche d’une flamme (dihydrogène) et la solution prend une teinte verte (ions nickel Ni²⁺). Le nickel a perdu des électrons : réducteur, couple Ni²⁺/Ni. Les ions H⁺ en ont gagné : oxydant, couple H⁺/H₂. Ni(s) + 2 H⁺(aq) → Ni²⁺(aq) + H₂(g) ; les ions chlorure sont spectateurs.
Réflexe — chaque observation désigne une espèce ; deux espèces du même élément, l’une consommée, l’autre formée, désignent un couple ; celle qui a gagné des électrons est l’oxydant.
Attention — une couleur qui disparaît ne dit pas, à elle seule, qui est l’oxydant : il faut savoir en quoi l’espèce colorée s’est transformée. Le diiode décoloré est devenu I⁻ : il a gagné des électrons.
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Suivre l’évolution d’une transformation d’oxydoréduction
Un bilan de matière comme les autres. Une fois l’équation établie, on suit l’évolution du système avec un tableau d’avancement (voir Évolution d’un système : le tableau d’avancement) : quantités initiales en mol, avancement maximal, réactif limitant, état final. Les électrons n’ont pas de colonne : ils ne figurent pas dans l’équation.
La couleur renseigne sur l’état final. Si un réactif coloré est limitant, sa couleur disparaît ; s’il est en excès, elle persiste. Une couleur qui apparaît signale un produit coloré.
Mélange stœchiométrique. L’oxydant et le réducteur sont alors entièrement consommés en même temps : c’est la situation que l’on repère lors d’un titrage (voir Titrage).
Exemple 1 — le diiode et les ions thiosulfate. On mélange 10,0 mL d’une solution brune de diiode à 5,00 × 10⁻² mol·L⁻¹ et 15,0 mL d’une solution incolore de thiosulfate de sodium à 5,00 × 10⁻² mol·L⁻¹. Avec les couples I₂/I⁻ et S₄O₆²⁻/S₂O₃²⁻ : I₂(aq) + 2 S₂O₃²⁻(aq) → 2 I⁻(aq) + S₄O₆²⁻(aq), transformation totale.
n(I₂) = 5,00 × 10⁻² × 10,0 × 10⁻³ = 5,00 × 10⁻⁴ mol ; n(S₂O₃²⁻) = 5,00 × 10⁻² × 15,0 × 10⁻³ = 7,50 × 10⁻⁴ mol. Tableau, en mol :
| État | Avancement (mol) | I₂ | 2 S₂O₃²⁻ | 2 I⁻ | S₄O₆²⁻ |
|---|---|---|---|---|---|
| initial | 0 | 5,00 × 10⁻⁴ | 7,50 × 10⁻⁴ | 0 | 0 |
| en cours | x | 5,00 × 10⁻⁴ − x | 7,50 × 10⁻⁴ − 2x | 2x | x |
| final | xmax | 5,00 × 10⁻⁴ − xmax | 7,50 × 10⁻⁴ − 2xmax | 2xmax | xmax |
I₂ : 5,00 × 10⁻⁴ − x = 0 donne x = 5,00 × 10⁻⁴ mol ; S₂O₃²⁻ : 7,50 × 10⁻⁴ − 2x = 0 donne x = 3,75 × 10⁻⁴ mol. Donc xmax = 3,75 × 10⁻⁴ mol et les ions thiosulfate sont limitants. Il reste 5,00 × 10⁻⁴ − 3,75 × 10⁻⁴ = 1,25 × 10⁻⁴ mol de diiode : la solution reste colorée. Il s’est formé 2 × 3,75 × 10⁻⁴ = 7,50 × 10⁻⁴ mol d’ions iodure et 3,75 × 10⁻⁴ mol d’ions tétrathionate.
Exemple 2 — juste assez pour décolorer. Pour consommer exactement les 5,00 × 10⁻⁴ mol de diiode, il faut un mélange stœchiométrique : n(S₂O₃²⁻) = 2 × 5,00 × 10⁻⁴ = 1,00 × 10⁻³ mol, soit : transformation modélisée par une réaction d’oxydo-réduction ; oxydant, réducteur, couple oxydant-réducteur, demi-équation électronique ; à partir de données expérimentales, identifier le transfert d’électrons entre deux réactifs et le modéliser par des demi-équations électroniques et par une réaction d’oxydo-réduction ; établir l’équation de la réaction entre un oxydant et un réducteur, les couples étant donnés ; mettre en œuvre des transformations modélisées par des réactions d’oxydo-réduction ; réinvestissement pour suivre l’évolution d’un système.
Réflexe — l’équation d’abord, par les demi-équations ; le tableau ensuite ; puis je relie l’état final à la couleur observée.
Attention — le tableau utilise les nombres stœchiométriques de l’équation finale (1 et 2 ici), pas les nombres d’électrons des demi-équations. Si les ions H⁺ sont apportés en large excès, on écrit « excès » dans leur colonne.
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Pour aller plus loin
Dans les chapitres voisins. Le tableau d’avancement, l’avancement maximal et le réactif limitant : Évolution d’un système : le tableau d’avancement. Une réaction d’oxydoréduction sert de support au titrage : changement de réactif limitant, équivalence repérée par un changement de couleur, dans Titrage : déterminer une quantité de matière. Une combustion est aussi une oxydoréduction, avec le dioxygène pour oxydant : Combustions : énergie libérée et enjeux.
Plus tard. En terminale, on prévoit le sens d’évolution spontanée d’un système oxydant-réducteur, on étudie les piles et l’électrolyse, et l’on cite les oxydants et réducteurs usuels (eau de Javel, dioxygène, dichlore, acide ascorbique, dihydrogène, métaux).
- Un oxydant capte des électrons, un réducteur en cède ; l’oxydant est réduit, le réducteur est oxydé. Un couple s’écrit Ox/Red.
- Demi-équation électronique : Ox + n e⁻ = Red, électrons du côté de l’oxydant, éléments et charge conservés.
- En milieu acide : élément, puis oxygène avec H₂O, hydrogène avec H⁺, charge avec e⁻.
- Équation d’oxydoréduction : réduction de l’oxydant, oxydation du réducteur, électrons captés = électrons cédés ; on additionne, on simplifie H⁺ et H₂O, aucun électron ne reste.
- Les observations (dépôt, gaz, couleur, tests) désignent les espèces formées, donc les couples et le sens du transfert.
- Le bilan de matière se fait avec le tableau d’avancement ; un réactif coloré limitant voit sa couleur disparaître, en excès elle persiste.
Questions fréquentes
Quelle est la différence entre un oxydant et un réducteur ?
Un oxydant est une espèce capable de capter un ou plusieurs électrons ; un réducteur, une espèce capable d’en céder. Au cours d’une réaction d’oxydoréduction, l’oxydant gagne des électrons, il est réduit ; le réducteur en perd, il est oxydé. Un oxydant et le réducteur qu’il devient forment un couple, noté Ox/Red.
Comment écrire une demi-équation électronique ?
Elle s’écrit Ox + n e⁻ = Red, les électrons toujours du côté de l’oxydant. On ajuste d’abord l’élément commun aux deux formes, puis on ajoute autant d’électrons que l’écart de charge : par exemple Al³⁺ + 3 e⁻ = Al, ou S₄O₆²⁻ + 2 e⁻ = 2 S₂O₃²⁻.
Comment ajuster une demi-équation en milieu acide ?
Quatre étapes : ajuster l’élément autre que O et H, puis l’oxygène avec des molécules H₂O, l’hydrogène avec des ions H⁺, enfin la charge avec des électrons du côté de l’oxydant. Pour le couple MnO₄⁻/Mn²⁺ : MnO₄⁻ + 8 H⁺ + 5 e⁻ = Mn²⁺ + 4 H₂O.
Comment établir l’équation d’une réaction d’oxydoréduction ?
On écrit la demi-équation de l’oxydant dans le sens de la réduction et celle du réducteur dans le sens de l’oxydation, on les multiplie pour que les électrons captés égalent les électrons cédés, on additionne, puis on simplifie les H⁺ et les H₂O présents des deux côtés. Il ne reste aucun électron, et la charge est la même dans les deux membres.
Comment reconnaître une oxydoréduction à partir d’une expérience ?
On repère ce qui disparaît et ce qui apparaît : dépôt de métal, gaz (test du dihydrogène), changement de couleur, précipités avec la soude, empois d’amidon pour le diiode. Une espèce consommée et une espèce formée du même élément forment un couple ; celle qui a gagné des électrons est l’oxydant.
Comment savoir quel réactif reste à la fin d’une oxydoréduction ?
On dresse le tableau d’avancement à partir de l’équation et des quantités initiales : le réactif limitant donne la plus petite valeur de x<sub>max</sub>. Si ce réactif est coloré, sa couleur disparaît ; si un réactif coloré est en excès, la couleur persiste, comme le diiode avec trop peu d’ions thiosulfate.
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