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Collège · 3ᵉ · Chimie

Les réactions d'oxydo-réduction

Transfert d'électrons, oxydants et réducteurs courants

Reconnaître un transfert d'électrons, identifier oxydant et réducteur, écrire demi-équations et bilan, prévoir une réaction avec l'échelle des métaux, expliquer la corrosion et ses parades.

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Définitions

  • Oxydoréduction : transfert d'électrons d'un réducteur vers un oxydant (pas forcément d'oxygène).
  • Réducteur : perd des électrons, il est oxydé (Zn → Zn2+ + 2 e−).
  • Oxydant : gagne des électrons, il est réduit (Cu2+ + 2 e− → Cu).
  • Couple Ox/Red : Cu2+/Cu, Fe2+/Fe, Zn2+/Zn, Ag+/Ag, Al3+/Al, Fe3+/Fe2+, H+/H2, O2/O2−.
  • Pas d'oxydation sans réduction ; aucun électron dans le bilan.
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Méthode : le bilan

  1. Demi-équation d'oxydation du réducteur, de réduction de l'oxydant (électrons = charge).
  2. Multiplier pour égaliser les électrons cédés et captés.
  3. Additionner, les électrons disparaissent.
  4. Vérifier atomes et charges.
  5. Ex. : Zn + 2 Ag+ → Zn2+ + 2 Ag ; 2 Al + 3 Cu2+ → 2 Al3+ + 3 Cu ; Cu + 2 Fe3+ → Cu2+ + 2 Fe2+.
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Échelle de réactivité

Mg, Al, Zn > Fe > (H) > Cu > Ag > Au

  • Un métal réduit les ions des métaux placés après lui : Fe + Cu2+ oui ; Cu + Fe2+ non.
  • Seuls les métaux avant H réagissent avec les acides (dihydrogène).
  • Signes : dépôt métallique, solution qui change de couleur (Cu2+ bleu, Fe2+ vert, Fe3+ orangé).
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Le dioxygène, oxydant

  • Combustions : 2 Mg + O2 → 2 MgO.
  • Rouille : 4 Fe + 3 O2 → 2 Fe2O3, il faut O2 et eau ; le sel accélère ; 112 g Fe → 160 g rouille.
  • Respiration : glucose oxydé par O2.
  • Antioxydant = réducteur sacrifié (vitamine C) ; désinfectants = oxydants (Javel, eau oxygénée).
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Protéger un métal

  • Isoler : peinture, graisse, étain (boîtes) : inefficace dès qu'il y a une rayure.
  • Sacrifier un métal plus réducteur : zinc (galvanisation, anode sacrificielle) : efficace même rayé.
  • Un métal moins réducteur en contact (étain rayé, cuivre) accélère la corrosion du fer.
  • Oxyde protecteur : alumine sur l'aluminium, chrome de l'inox, vert-de-gris du cuivre ; la rouille, poreuse, ne protège pas.
  • Pile = redox spontanée ; électrolyse = redox forcée ; métallurgie = réduction d'un oxyde.
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Pièges à éviter

  • Oxydation ≠ réaction avec l'oxygène.
  • Écrire des électrons dans l'équation bilan.
  • Oublier de multiplier une demi-équation (Zn + Ag+ est faux : il faut 2 Ag+).
  • Le cuivre : réducteur face à Ag+ ou Fe3+, mais Cu2+ est oxydant face au fer.
  • Croire que l'étain protège une boîte rayée.
L'essentiel
  • Le réducteur rend des électrons (oxydé), l'oxydant les obtient (réduit).
  • Demi-équations : nombre d'électrons = charge ; bilan sans électrons, charges conservées.
  • Zn + 2 Ag⁺ → Zn²⁺ + 2 Ag ; Fe + Cu²⁺ → Fe²⁺ + Cu.
  • Échelle Mg, Al, Zn > Fe > H > Cu > Ag > Au : un métal réduit les ions des métaux placés après lui.
  • Rouille = fer + dioxygène + eau ; le zinc protège le fer en s'oxydant à sa place.
  • Pile : réaction spontanée ; électrolyse : réaction forcée.
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