À propos de cette page
Ce cours de chimie en troisième sur « Les réactions d'oxydo-réduction » suit le programme officiel de chimie de troisième. Il présente les définitions, les propriétés et les méthodes essentielles, accompagnées d'exemples résolus pour bien comprendre. Au programme : Qu'est-ce qu'une réaction d'oxydo-réduction ?, Les couples oxydant / réducteur (couples redox), Les demi-équations électroniques, L'équation bilan d'une réaction d'oxydo-réduction. Chaque notion est expliquée pas à pas, puis mise en pratique grâce à des exercices interactifs, un QCM et une évaluation corrigée. Idéal pour réviser à son rythme, combler ses lacunes et progresser, en autonomie ou avec un professeur. Cours rédigé par un professeur particulier à Marseille pour aider les élèves de troisième à réussir en chimie.
Au programme
1 · Qu'est-ce qu'une réaction d'oxydo-réduction ?
2 · Les couples oxydant / réducteur (couples redox)
3 · Les demi-équations électroniques
4 · L'équation bilan d'une réaction d'oxydo-réduction
5 · Oxydants et réducteurs courants
6 · Corrosion et protection des métaux
7 · Applications dans la vie quotidienne et l'industrie
1Qu'est-ce qu'une réaction d'oxydo-réduction ?
Une réaction d'oxydo-réduction (ou réaction redox) est une réaction chimique au cours de laquelle des électrons sont transférés d'une espèce chimique à une autre.
Définition. Dans une réaction d'oxydo-réduction :
• L'espèce qui perd des électrons est appelée le réducteur : elle subit une oxydation.
• L'espèce qui gagne des électrons est appelée l'oxydant : elle subit une réduction.
Les deux phénomènes (oxydation et réduction) ont toujours lieu simultanément : on ne peut pas avoir l'un sans l'autre.
Exemple. Quand on plonge un clou en fer dans une solution de sulfate de cuivre (CuSO₄), le fer se dissout peu à peu et du cuivre se dépose sur le clou. Le fer a cédé des électrons au cuivre : le fer est le réducteur, l'ion cuivre Cu²⁺ est l'oxydant.
Astuce. Pour retenir : l'Oxydant est réduit (O→R) et le Réducteur est oxydé (R→O). Mémo : « OIL RIG » (Oxidation Is Loss, Reduction Is Gain).
2Les couples oxydant / réducteur (couples redox)
Un couple oxydant/réducteur (noté Ox/Red) regroupe deux espèces chimiques reliées par un transfert d'électrons. La forme oxydée (Ox) peut être convertie en forme réduite (Red) en gagnant des électrons, et inversement.
Notation. On écrit un couple redox sous la forme Ox/Red :
• Ox = forme oxydée
• Red = forme réduite
Exemple : Fe²⁺/Fe ; Cu²⁺/Cu ; H⁺/H₂
| Couple Ox/Red | Forme oxydée (Ox) | Forme réduite (Red) |
|---|
| Cu²⁺/Cu | Ion cuivre Cu²⁺ | Cuivre métal Cu |
| Fe²⁺/Fe | Ion fer(II) Fe²⁺ | Fer métal Fe |
| Fe³⁺/Fe²⁺ | Ion fer(III) Fe³⁺ | Ion fer(II) Fe²⁺ |
| H⁺/H₂ | Ion hydrogène H⁺ | Dihydrogène H₂ |
| O₂/H₂O | Dioxygène O₂ | Eau H₂O |
| MnO₄⁻/Mn²⁺ | Ion permanganate MnO₄⁻ | Ion manganèse Mn²⁺ |
Attention ! La notation Ox/Red place toujours l'oxydant (forme oxydée) avant le réducteur (forme réduite), séparés par une barre oblique.
3Les demi-équations électroniques
Chaque couple oxydant/réducteur peut être décrit par une demi-équation électronique qui montre le transfert d'électrons.
Demi-équation d'oxydation (réducteur qui perd des électrons) :
Red → Ox + n e⁻
Demi-équation de réduction (oxydant qui gagne des électrons) :
Ox + n e⁻ → Red
où n est le nombre d'électrons échangés.
Pour écrire une demi-équation correctement, on doit équilibrer :
- Le nombre d'atomes de chaque élément (ajouter H₂O si nécessaire pour l'oxygène)
- Les charges électriques en ajoutant des ions H⁺ si nécessaire
- Les électrons e⁻
Exemple 1 — Couple Cu²⁺/Cu :
Cu²⁺ + 2 e⁻ → Cu (réduction du cuivre)
Cu → Cu²⁺ + 2 e⁻ (oxydation du cuivre)
Exemple 2 — Couple Fe³⁺/Fe²⁺ :
Fe³⁺ + 1 e⁻ → Fe²⁺ (réduction)
Fe²⁺ → Fe³⁺ + 1 e⁻ (oxydation)
Astuce. Pour les couples faisant intervenir l'oxygène (comme O₂/H₂O ou MnO₄⁻/Mn²⁺), il faut ajouter des molécules d'eau H₂O et des ions H⁺ pour équilibrer atomes et charges.
4L'équation bilan d'une réaction d'oxydo-réduction
Pour obtenir l'équation bilan d'une réaction redox, on combine les deux demi-équations de sorte que le nombre d'électrons soit identique des deux côtés (ils doivent s'annuler).
Méthode :
1. Écrire la demi-équation d'oxydation du réducteur.
2. Écrire la demi-équation de réduction de l'oxydant.
3. Multiplier chaque demi-équation par un coefficient entier pour avoir le même nombre d'électrons.
4. Additionner les deux demi-équations : les électrons disparaissent.
Exemple — Fer dans la solution de sulfate de cuivre :
Couple Cu²⁺/Cu : Cu²⁺ + 2 e⁻ → Cu (×1)
Couple Fe²⁺/Fe : Fe → Fe²⁺ + 2 e⁻ (×1)
Addition : Fe + Cu²⁺ → Fe²⁺ + Cu
Les 2 électrons s'annulent. L'équation est équilibrée en atomes et en charges.
Attention ! Il faut toujours vérifier que les charges électriques sont bien équilibrées dans l'équation bilan finale. Si la somme des charges à gauche ≠ somme des charges à droite, il y a une erreur.
Méthode de vérification : Comptez les charges à gauche et à droite de l'équation bilan. Elles doivent être égales.
5Oxydants et réducteurs courants
De nombreux corps chimiques rencontrés dans la vie courante sont des oxydants ou des réducteurs.
| Espèce | Rôle | Exemple d'utilisation |
|---|
| Dioxygène O₂ | Oxydant | Combustions, respiration cellulaire |
| Ion permanganate MnO₄⁻ | Oxydant | Désinfectant, oxydant en laboratoire |
| Ion Fe³⁺ (ion fer III) | Oxydant | Réaction avec les réducteurs métalliques |
| Eau de Javel (ClO⁻) | Oxydant | Désinfectant, décolorant |
| Fer Fe | Réducteur | Réduction des ions cuivre, corrosion |
| Zinc Zn | Réducteur | Galvanisation, piles électrochimiques |
| Glucose C₆H₁₂O₆ | Réducteur | Métabolisme, test de Fehling |
| Ion Fe²⁺ (ion fer II) | Réducteur | Réaction avec les oxydants forts |
Astuce. Les métaux (Fe, Zn, Cu, Al…) sont souvent des réducteurs car ils ont tendance à céder leurs électrons de valence. Les non-métaux électronégatifs (O₂, Cl₂…) sont souvent des oxydants.
6Corrosion et protection des métaux
La corrosion des métaux est un phénomène naturel d'oxydo-réduction qui dégrade les matériaux métalliques au contact de l'environnement (eau, air, acides…).
La rouille du fer est un exemple de corrosion : le fer (réducteur) est oxydé par le dioxygène de l'air (oxydant) en présence d'eau pour former de la rouille (oxyde de fer hydraté).
4 Fe + 3 O₂ + 6 H₂O → 4 Fe(OH)₃ (schéma simplifié)
Pour protéger les métaux contre la corrosion, on utilise différentes techniques :
- Galvanisation : dépôt d'une couche de zinc sur l'acier (zinc = réducteur sacrificiel).
- Peinture ou vernis : barrière physique empêchant le contact avec l'air et l'eau.
- Passivation : l'aluminium forme spontanément une couche d'alumine protectrice (Al₂O₃).
- Protection cathodique : utilisation d'une anode sacrificielle en métal plus réducteur (ex. : zinc sur les coques de navires).
Exemple de l'anode sacrificielle. Sur une coque de bateau en acier, on fixe des blocs de zinc. Comme le zinc est un meilleur réducteur que le fer, c'est lui qui s'oxyde en premier, protégeant ainsi l'acier.
7Applications dans la vie quotidienne et l'industrie
Les réactions d'oxydo-réduction sont au cœur de nombreuses applications technologiques et biologiques.
- Les piles électrochimiques : une réaction redox spontanée produit un courant électrique. Dans une pile, l'oxydation a lieu à l'anode (borne −) et la réduction à la cathode (borne +).
- L'électrolyse : on utilise un courant électrique pour forcer une réaction redox non spontanée (ex. : production d'aluminium, électrodéposition du chrome ou du nickel).
- La photosynthèse : les plantes utilisent la lumière pour oxyder l'eau (libération de O₂) et réduire le CO₂ en glucose.
- La respiration cellulaire : le glucose est oxydé par le dioxygène pour libérer de l'énergie.
- Le blanchiment : l'eau oxygénée (H₂O₂) est un oxydant utilisé pour blanchir les cheveux ou désinfecter des plaies.
Pile électrochimique : dispositif qui convertit l'énergie chimique (réaction redox) en énergie électrique. Ex. : pile Daniell (Fe/Cu²⁺ ou Zn/Cu²⁺), pile au lithium-ion dans les smartphones.
Attention ! Dans les piles, le schéma « anode/cathode » dépend du sens du courant conventionnel. Ne pas confondre la borne + (cathode, réduction) et la borne − (anode, oxydation).
★À retenir
En bref :
• Une réaction d'oxydo-réduction implique un transfert d'électrons : l'oxydant capte les électrons (il est réduit) et le réducteur les cède (il est oxydé).
• On représente chaque couple par la notation Ox/Red et chaque demi-réaction par une demi-équation électronique.
• L'équation bilan s'obtient en combinant les demi-équations de sorte que les électrons s'annulent.
• Oxydants courants : O₂, MnO₄⁻, Fe³⁺, ClO⁻. Réducteurs courants : Fe, Zn, Fe²⁺, glucose.
• La corrosion est une oxydation lente des métaux ; on s'en protège par galvanisation, peinture ou anode sacrificielle.
• Applications : piles, électrolyse, photosynthèse, respiration cellulaire.