À propos de cette page
Ce cours de chimie en quatrième sur « Les réactions d'oxydo-réduction » suit le programme officiel de chimie de quatrième. 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 ?, Oxydants et réducteurs : définitions et exemples, La combustion : réaction d'oxydation vive, La corrosion : oxydation lente des métaux. 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 quatrième à réussir en chimie.
Au programme
1 · Qu'est-ce qu'une réaction d'oxydo-réduction ?
2 · Oxydants et réducteurs : définitions et exemples
3 · La combustion : réaction d'oxydation vive
4 · La corrosion : oxydation lente des métaux
5 · Les couples oxydant/réducteur
6 · Les piles électrochimiques (applications)
7 · Bilan et réactions d'oxydo-réduction dans la vie quotidienne
1Qu'est-ce qu'une réaction d'oxydo-réduction ?
Une réaction d'oxydo-réduction (ou rédox) est une réaction chimique au cours de laquelle il y a un transfert d'électrons entre deux espèces chimiques.
Définition. Dans une réaction d'oxydo-réduction :
- L'oxydation est la perte d'électrons par une espèce chimique.
- La réduction est le gain d'électrons par une espèce chimique.
Ces deux phénomènes se produisent
toujours simultanément : on ne peut pas avoir l'un sans l'autre.
Le terme « oxydo-réduction » vient de l'association des mots « oxydation » et « réduction ». Dans les cours de 4e, on parle surtout de réactions entre un métal et une solution, ou entre un combustible et le dioxygène de l'air.
Exemple. Quand on plonge un clou en fer dans du sulfate de cuivre (liquide bleu), le fer se couvre de cuivre rougeâtre et la solution devient moins bleue. Le fer a cédé des électrons aux ions cuivre : c'est une réaction d'oxydo-réduction.
2Oxydants et réducteurs : définitions et exemples
Définitions.- Un oxydant est une espèce chimique capable de capter des électrons : il s'oxyde l'autre substance et lui « vole » ses électrons. Il se réduit lui-même.
- Un réducteur est une espèce chimique capable de céder des électrons : il s'oxyde lors de la réaction.
| Espèce | Rôle | Exemple courant |
|---|
| Dioxygène O₂ | Oxydant | Combustion, rouille |
| Ions cuivre Cu²⁺ | Oxydant | Solution de sulfate de cuivre |
| Ions argent Ag⁺ | Oxydant | Solution de nitrate d'argent |
| Fer Fe | Réducteur | Clou, fil de fer |
| Zinc Zn | Réducteur | Métal gris utilisé en galvanisation |
| Carbone C | Réducteur | Charbon, coke |
Astuce mnémotechnique. OIL RIG (en anglais) : Oxidation Is Loss (l'oxydation = perte d'électrons), Reduction Is Gain (la réduction = gain d'électrons). En français : « OILR » — Oxydation = perd ; Réduction = gagne.
Attention ! Le mot « oxydant » ne signifie pas forcément que le dioxygène est impliqué. Une réaction peut être une oxydo-réduction sans O₂ (ex. : fer + ions cuivre²⁺).
3La combustion : réaction d'oxydation vive
La combustion est une réaction chimique entre un combustible (réducteur) et un comburant (oxydant, généralement le dioxygène O₂ de l'air), qui produit de l'énergie sous forme de chaleur et souvent de la lumière.
Types de combustion.- Combustion vive : rapide, avec flamme (ex. : brûler du bois, du méthane, de l'alcool).
- Combustion lente : sans flamme, très progressive (ex. : rouille du fer, brunissement d'une pomme).
Équation de combustion du carbone :
carbone + dioxygène → dioxyde de carbone
C + O₂ → CO₂
Combustion complète du méthane (gaz naturel) :
CH₄ + 2 O₂ → CO₂ + 2 H₂O
Le méthane est le combustible ; le dioxygène est le comburant.
Exemple. La combustion du butane dans les réchauds de camping : C₄H₁₀ + O₂ → CO₂ + H₂O (équation à équilibrer). Les produits sont le dioxyde de carbone (gaz à effet de serre) et l'eau.
Attention ! Une combustion incomplète (manque de dioxygène) produit du monoxyde de carbone CO, gaz inodore et très toxique. C'est pourquoi il faut aérer les pièces chauffées au gaz.
Combustion du fer : le fer brûle dans le dioxygène pur en produisant des étincelles et de l'oxyde de fer :
3 Fe + 2 O₂ → Fe₃O₄
4La corrosion : oxydation lente des métaux
La corrosion est une réaction d'oxydation lente qui dégrade les métaux au contact de l'air, de l'eau ou d'autres substances chimiques.
La rouille. Lorsque le fer est en contact avec le dioxygène et l'eau, il se forme de l'oxyde de fer hydraté, communément appelé rouille :
4 Fe + 3 O₂ + 6 H₂O → 4 Fe(OH)₃ (rouille)
La rouille est de couleur brun-orangé et friable. Elle fragilise les structures en fer.
Conditions nécessaires à la rouille :
- Présence de dioxygène (O₂)
- Présence d'eau (H₂O)
- Contact avec le fer ou l'acier
Le sel accélère la corrosion (route en hiver, bord de mer).
Autres exemples de corrosion.- Le cuivre se couvre d'un dépôt vert (vert-de-gris) : oxydation par le CO₂ de l'air.
- L'aluminium forme une fine couche d'alumine (Al₂O₃) qui le protège de la corrosion.
- L'argent noircit (sulfure d'argent) au contact de l'air.
Protection contre la corrosion :
| Méthode | Principe | Exemple |
|---|
| Peinture / revêtement | Empêche le contact avec l'air et l'eau | Carrosserie de voiture |
| Galvanisation | Couche de zinc protectrice | Grillage, tôle galvanisée |
| Alliage inoxydable | Ajout de chrome (acier inox) | Couverts, évier |
| Protection cathodique | Anode sacrificielle en zinc | Coque de bateau |
5Les couples oxydant/réducteur
Chaque oxydant est associé à un réducteur par un couple oxydant/réducteur (noté Ox/Red). Ils sont reliés par une demi-équation électronique.
Demi-équation électronique. Elle décrit le gain ou la perte d'électrons :
- Réduction (gain d'électrons) :
Ox + n e⁻ → Red - Oxydation (perte d'électrons) :
Red → Ox + n e⁻
| Couple Ox/Red | Demi-équation de réduction |
|---|
| Cu²⁺ / Cu | Cu²⁺ + 2 e⁻ → Cu |
| Fe²⁺ / Fe | Fe²⁺ + 2 e⁻ → Fe |
| Ag⁺ / Ag | Ag⁺ + e⁻ → Ag |
| Zn²⁺ / Zn | Zn²⁺ + 2 e⁻ → Zn |
| O₂ / H₂O | O₂ + 4 H⁺ + 4 e⁻ → 2 H₂O |
Écriture d'une réaction d'oxydo-réduction :
On combine la demi-équation d'oxydation du réducteur et la demi-équation de réduction de l'oxydant en éliminant les électrons.
Exemple : fer + ions cuivre²⁺
Oxydation du fer : Fe → Fe²⁺ + 2 e⁻
Réduction des ions cuivre : Cu²⁺ + 2 e⁻ → Cu
Réaction globale : Fe + Cu²⁺ → Fe²⁺ + Cu
Le fer est le réducteur, les ions Cu²⁺ sont l'oxydant.
Astuce. Pour écrire la réaction globale, on s'assure que le nombre d'électrons perdus = nombre d'électrons gagnés. Si nécessaire, on multiplie les demi-équations.
6Les piles électrochimiques (applications)
Une pile électrochimique est un dispositif qui convertit l'énergie chimique d'une réaction d'oxydo-réduction en énergie électrique. C'est une application directe des réactions rédox.
Principe de fonctionnement.- À l'anode (borne négative) : le réducteur s'oxyde et libère des électrons.
- À la cathode (borne positive) : l'oxydant se réduit en captant ces électrons.
- Les électrons circulent dans le circuit externe (fil électrique), créant un courant électrique.
Exemple : pile Daniell (pile cuivre-zinc).
• Anode (zinc) : Zn → Zn²⁺ + 2 e⁻ (oxydation)
• Cathode (cuivre) : Cu²⁺ + 2 e⁻ → Cu (réduction)
• Réaction globale : Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu
La tension de cette pile est d'environ 1,1 V.
Types de piles :
| Type | Réaction rédox | Usage |
|---|
| Pile zinc-carbone | Zn s'oxyde, MnO₂ se réduit | Lampe de poche, télécommande |
| Pile alcaline | Zn s'oxyde, MnO₂ se réduit (milieu basique) | Usage courant |
| Accumulateur au plomb | Pb et PbO₂ | Batterie de voiture |
| Pile à combustible | H₂ s'oxyde, O₂ se réduit → H₂O | Véhicules hydrogène |
Attention ! Une pile usagée doit être déposée dans un bac de recyclage spécifique : elle contient des métaux lourds (zinc, manganèse) qui polluent l'environnement.
7Bilan et oxydo-réduction dans la vie quotidienne
Les réactions d'oxydo-réduction sont omniprésentes dans notre vie quotidienne, de la biologie à l'industrie.
| Phénomène | Oxydant | Réducteur | Produit |
|---|
| Combustion du gaz | O₂ | CH₄ | CO₂ + H₂O + énergie |
| Rouille du fer | O₂ | Fe | Fe(OH)₃ (rouille) |
| Plaquette de zinc sur voiture | O₂ | Zn (sacrifié) | ZnO (protège le fer) |
| Respiration cellulaire | O₂ | Glucose C₆H₁₂O₆ | CO₂ + H₂O + énergie |
| Photosynthèse (sens inverse) | CO₂ | H₂O | Glucose + O₂ |
| Pile électrique | Oxydant (cathode) | Métal (anode) | Courant électrique |
À retenir — notion clé. Une réaction d'oxydo-réduction implique toujours :
- Un transfert d'électrons du réducteur vers l'oxydant.
- L'oxydant se réduit (gagne e⁻) ; le réducteur s'oxyde (perd e⁻).
- Les deux phénomènes sont simultanés et inséparables.
Astuce brevet. Pour identifier l'oxydant et le réducteur dans une réaction : cherche quelle espèce gagne des atomes d'oxygène (ou perd des électrons) → c'est le réducteur. L'autre espèce est l'oxydant.
★À retenir
À retenir — Oxydo-réduction :
• Une réaction d'oxydo-réduction = transfert d'électrons entre un réducteur et un oxydant.
• L'oxydant capte des électrons (il se réduit) ; le réducteur cède des électrons (il s'oxyde).
• La combustion = réaction vive entre un combustible (réducteur) et O₂ (oxydant), libère chaleur et lumière.
• La rouille = oxydation lente du fer par O₂ + H₂O → protections : peinture, zinc, inox.
• Couple Ox/Red : Cu²⁺/Cu, Fe²⁺/Fe, Zn²⁺/Zn, etc.
• Les piles électrochimiques exploitent une réaction rédox pour produire un courant électrique.