Qu'est-ce qu'une réaction d'oxydo-réduction ?

C'est une réaction chimique au cours de laquelle il y a transfert d'électrons entre un réducteur (qui perd des électrons) et un oxydant (qui en gagne).

Quelle est la différence entre un oxydant et un réducteur ?

Un oxydant capte des électrons lors de la réaction (il est réduit), tandis qu'un réducteur cède des électrons (il est oxydé).

Comment reconnaître une réaction d'oxydo-réduction ?

On identifie les couples oxydant/réducteur : chaque couple s'écrit Ox/Red. On vérifie qu'un élément change de degré d'oxydation (état d'oxydation) au cours de la réaction.

Qu'est-ce qu'une demi-équation électronique ?

C'est l'équation qui traduit soit l'oxydation (Red → Ox + n e⁻), soit la réduction (Ox + n e⁻ → Red) d'un couple oxydant/réducteur.

Collège · 3ᵉ · Chimie

Les réactions d'oxydo-réduction

Transfert d'électrons, oxydants et réducteurs courants

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 : Une expérience : le fer dans le sulfate de cuivre, Oxydant, réducteur, couples et demi-équations, Écrire l'équation bilan, Classer les métaux : l'échelle de réactivité. 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.

Une expérience : le fer dans le sulfate de cuivre

On plonge une lame de fer, bien décapée, dans une solution bleue de sulfate de cuivre. En quelques minutes, la lame se couvre d'un dépôt rouge-brun et la solution pâlit, puis verdit.

Observation	Interprétation
dépôt rouge sur la lame	du cuivre métallique Cu se forme à partir des ions Cu²⁺
le bleu s'atténue	les ions Cu²⁺ disparaissent
teinte verte, précipité vert avec la soude	des ions Fe²⁺ apparaissent
la lame s'amincit là où il n'y a pas de dépôt	le fer métal est consommé

Ce qui s'est passé. Chaque atome de fer a cédé deux électrons à un ion cuivre : $$\mathrm{Fe} + \mathrm{Cu^{2+}} \rightarrow \mathrm{Fe^{2+}} + \mathrm{Cu}$$ C'est une réaction d'oxydoréduction : un transfert d'électrons entre deux espèces. Le fer a été oxydé (il a perdu des électrons), l'ion cuivre a été réduit (il en a gagné).

Aucun électron ne traîne. Les électrons cédés par le fer sont immédiatement captés par les ions cuivre : une oxydation ne se produit jamais sans une réduction, et l'équation bilan ne fait pas apparaître d'électrons.

Oxydant, réducteur, couples et demi-équations

Définitions. Un oxydant est une espèce capable de gagner des électrons. Un réducteur est une espèce capable d'en perdre. Oxydation = perte d'électrons ; réduction = gain d'électrons. Moyen mnémotechnique : le Réducteur Rend des électrons, l'Oxydant les Obtient.

Couple Ox/Red	Demi-équation (sens de la réduction)	Électrons
Cu²⁺/Cu	Cu²⁺ + 2 e⁻ → Cu	2
Fe²⁺/Fe	Fe²⁺ + 2 e⁻ → Fe	2
Zn²⁺/Zn	Zn²⁺ + 2 e⁻ → Zn	2
Ag⁺/Ag	Ag⁺ + e⁻ → Ag	1
Al³⁺/Al	Al³⁺ + 3 e⁻ → Al	3
Fe³⁺/Fe²⁺	Fe³⁺ + e⁻ → Fe²⁺	1
H⁺/H₂	2 H⁺ + 2 e⁻ → H₂	2
O₂/O²⁻ (oxydes)	O₂ + 4 e⁻ → 2 O²⁻	4

Lire un couple. Dans Cu²⁺/Cu, l'oxydant est à gauche (Cu²⁺), le réducteur à droite (Cu). La demi-équation se lit dans les deux sens : Cu²⁺ + 2 e⁻ → Cu est une réduction ; Cu → Cu²⁺ + 2 e⁻ est une oxydation. Le nombre d'électrons est égal à la charge de l'ion.

Vérifier une demi-équation. Atomes conservés, et charges conservées en comptant chaque électron pour −1 : Cu²⁺ + 2 e⁻ → Cu donne +2 − 2 = 0 à gauche, 0 à droite.

Écrire l'équation bilan

Méthode. 1) Écrire la demi-équation d'oxydation du réducteur et celle de réduction de l'oxydant. 2) Multiplier l'une ou l'autre pour que le nombre d'électrons cédés soit égal au nombre d'électrons captés. 3) Additionner : les électrons disparaissent. 4) Vérifier atomes et charges.

Zinc dans une solution d'ions argent.
Oxydation : Zn → Zn²⁺ + 2 e⁻
Réduction : Ag⁺ + e⁻ → Ag, à multiplier par 2 : 2 Ag⁺ + 2 e⁻ → 2 Ag
Bilan : Zn + 2 Ag⁺ → Zn²⁺ + 2 Ag. Charges : +2 = +2 ; atomes : Zn 1 = 1, Ag 2 = 2.

Aluminium dans le sulfate de cuivre. Al cède 3 électrons, Cu²⁺ en prend 2 : on prend 2 Al (6 e⁻) et 3 Cu²⁺ (6 e⁻) : 2 Al + 3 Cu²⁺ → 2 Al³⁺ + 3 Cu. Charges : +6 = +6.

Réaction	Réducteur (oxydé)	Oxydant (réduit)
Fe + Cu²⁺ → Fe²⁺ + Cu	Fe	Cu²⁺
Cu + 2 Ag⁺ → Cu²⁺ + 2 Ag	Cu	Ag⁺
Fe + 2 H⁺ → Fe²⁺ + H₂	Fe	H⁺
Cu + 2 Fe³⁺ → Cu²⁺ + 2 Fe²⁺	Cu	Fe³⁺
2 Mg + O₂ → 2 MgO	Mg	O₂

Le cuivre, tantôt réducteur, tantôt produit. Face à Ag⁺ ou Fe³⁺, le cuivre métal est le réducteur ; face au fer ou au zinc, c'est l'ion Cu²⁺ qui est l'oxydant. Le rôle dépend du partenaire.

Classer les métaux : l'échelle de réactivité

On plonge différents métaux dans des solutions d'ions métalliques et on note s'il se passe quelque chose :

Métal ↓ / solution →	Zn²⁺	Fe²⁺	H⁺ (acide)	Cu²⁺	Ag⁺
zinc Zn	—	dépôt de fer	bulles de H₂	dépôt de cuivre	dépôt d'argent
fer Fe	rien	—	bulles de H₂	dépôt de cuivre	dépôt d'argent
cuivre Cu	rien	rien	rien	—	dépôt d'argent
argent Ag	rien	rien	rien	rien	—

Règle. Plus un métal est haut dans l'échelle (Mg, Al, Zn…), plus il est réducteur : il cède facilement ses électrons et réduit les ions de tous les métaux placés après lui. Réciproquement, plus un ion métallique est bas (Ag⁺, Cu²⁺), plus il est oxydant. L'or et l'argent, au bout de l'échelle, ne sont attaqués par presque rien : métaux « nobles ».

Prévoir sans expérience. Une cuillère en argent dans du sulfate de cuivre : rien. Un fil de fer dans du nitrate d'argent : dépôt d'argent. Un récipient en zinc pour stocker une solution de sulfate de cuivre : très mauvaise idée, le zinc se dissout.

Le dioxygène, oxydant du quotidien

Le dioxygène de l'air est l'oxydant le plus répandu : il capte des électrons pour former des oxydes ou de l'eau.

Phénomène	Réaction	Réducteur oxydé
combustion du magnésium	2 Mg + O₂ → 2 MgO (Mg → Mg²⁺ + 2 e⁻)	Mg
rouille	4 Fe + 3 O₂ → 2 Fe₂O₃ (en présence d'eau)	Fe
ternissement de l'argent	l'argent réagit avec le soufre de l'air : sulfure d'argent noir	Ag
respiration	C₆H₁₂O₆ + 6 O₂ → 6 CO₂ + 6 H₂O	glucose
pomme qui brunit	oxydation de molécules du fruit par O₂, catalysée par une enzyme	molécules du fruit

Antioxydants et désinfectants. Le jus de citron empêche la pomme coupée de brunir : sa vitamine C est un réducteur qui capte le dioxygène avant les molécules du fruit. À l'inverse, l'eau de Javel (ion hypochlorite ClO⁻) et l'eau oxygénée sont des oxydants qui détruisent les microbes en leur arrachant des électrons.

Le mot « oxydation » ne veut pas dire « avec de l'oxygène ». Historiquement, oui (Lavoisier), mais Fe + Cu²⁺ est une oxydation du fer sans le moindre atome d'oxygène. La définition moderne est la perte d'électrons.

Corrosion et protection des métaux

Corrosion. Oxydation lente d'un métal par son environnement (dioxygène, eau, sels, acides). Pour le fer, c'est la rouille, un oxyde de fer hydraté, poreux, qui ne protège pas le métal : la corrosion continue jusqu'au cœur. Elle coûte environ 3 % du produit intérieur brut mondial chaque année.

Protection	Principe	Limite
peinture, vernis, graisse	isoler du dioxygène et de l'eau	une rayure suffit pour amorcer la rouille
galvanisation (couche de zinc)	le zinc, plus réducteur que le fer, s'oxyde à sa place même si la couche est rayée	le zinc finit par s'user
anode sacrificielle (bloc de zinc sur une coque, une canalisation)	même principe, le bloc se consomme et se remplace	surveillance régulière
étamage (couche d'étain, boîtes de conserve)	l'étain isole et ne s'oxyde pas	rayée, la boîte rouille plus vite : le fer, plus réducteur que l'étain, est sacrifié
alliage inoxydable (fer + chrome + nickel)	le chrome forme une couche d'oxyde étanche qui se répare seule	cher
aluminium, zinc, titane	leur oxyde forme une pellicule imperméable : le métal se protège lui-même	attaqué par les acides et les bases fortes

Retenir la logique. Pour protéger un métal, soit on l'isole (peinture, étain), soit on lui associe un métal plus réducteur qui s'oxydera à sa place (zinc). Un métal moins réducteur en contact (étain rayé, cuivre) accélère au contraire sa corrosion.

Piles, électrolyse, métallurgie

Application	Principe redox	Exemple
pile	une oxydoréduction spontanée dont on sépare les deux demi-réactions pour faire circuler les électrons dans un fil	pile zinc-cuivre : Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu, 1,1 V
électrolyse	une oxydoréduction forcée par un générateur, dans le sens non spontané	dépôt de cuivre, d'argent, de chrome (chromage) ; production de dihydrogène ; fabrication de l'aluminium à partir de son oxyde
métallurgie	réduire l'oxyde du minerai par un réducteur (carbone, monoxyde de carbone, dihydrogène)	Fe₂O₃ + 3 CO → 2 Fe + 3 CO₂ ; 2 CuO + C → 2 Cu + CO₂
recyclage	refondre le métal évite de refaire la réduction, très coûteuse en énergie	aluminium recyclé : 95 % d'énergie économisée

L'argenture. On plonge une cuillère en cuivre dans une solution d'ions argent reliée à la borne − d'un générateur : Ag⁺ + e⁻ → Ag, l'argent se dépose en couche mince et régulière. Sans générateur, le dépôt se ferait aussi (Cu + 2 Ag⁺) mais de façon poudreuse et inutilisable.

Pile ≠ électrolyse. La pile produit de l'électricité à partir d'une réaction spontanée ; l'électrolyse consomme de l'électricité pour forcer une réaction. Un accumulateur fait les deux : pile à la décharge, électrolyse à la recharge.

En bref

Oxydoréduction = transfert d'électrons. Réducteur : perd des électrons (oxydé) ; oxydant : en gagne (réduit). Pas d'oxydation sans réduction.
Couple Ox/Red et demi-équation : Cu²⁺ + 2 e⁻ → Cu ; le nombre d'électrons = la charge.
Bilan : égaliser les électrons puis additionner ; vérifier atomes et charges. Zn + 2 Ag⁺ → Zn²⁺ + 2 Ag ; 2 Al + 3 Cu²⁺ → 2 Al³⁺ + 3 Cu.
Échelle : Mg, Al, Zn > Fe > (H) > Cu > Ag > Au. Un métal réduit les ions des métaux placés après lui ; seuls ceux avant H réagissent avec les acides.
Le dioxygène est l'oxydant du quotidien : combustions, rouille (4 Fe + 3 O₂ → 2 Fe₂O₃, avec eau), respiration ; la vitamine C est un réducteur (antioxydant).
Protéger le fer : isoler (peinture, étain) ou sacrifier un métal plus réducteur (zinc : galvanisation, anode). Pile = réaction spontanée ; électrolyse = réaction forcée.

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