Chimie 4ᵉ
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Les réactions d'oxydo-réduction
Oxydation, réduction, combustion et rouille
Approfondissement Ce chapitre va au-delà du programme officiel de 4ᵉ : utile pour aller plus loin ou anticiper.
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 : Les métaux s'oxydent : combustion vive et oxydation lente, La rouille : conditions et protection, Oxydant, réducteur : un transfert d'électrons, Un métal dans une solution d'ions métalliques. 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.
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Les métaux s'oxydent : combustion vive et oxydation lente
Définition. L'oxydation d'un métal est sa transformation chimique avec le dioxygène : il se forme un oxyde métallique. Le métal disparaît, l'oxyde apparaît.
| Métal | Équation | Observation |
|---|---|---|
| magnésium | 2 Mg + O2 → 2 MgO | flamme blanche éblouissante : combustion vive |
| fer (laine de fer chauffée) | 4 Fe + 3 O2 → 2 Fe2O3 | incandescence, poudre noire ou brune |
| fer (clou à l'air humide) | même équation | rouille en plusieurs semaines : oxydation lente |
| cuivre chauffé | 2 Cu + O2 → 2 CuO | le métal rouge se couvre d'oxyde noir |
| aluminium | 4 Al + 3 O2 → 2 Al2O3 | fine couche d'alumine invisible et protectrice |
Exemple. La masse augmente : 2,8 g de fer donnent 4,0 g d'oxyde de fer. La différence, 1,2 g, est la masse de dioxygène qui a réagi (conservation de la masse).
Attention ! Vive ou lente, c'est la même transformation chimique : seule la vitesse change. La flamme n'est pas un ingrédient de la réaction, c'est un signe de l'énergie libérée rapidement.
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La rouille : conditions et protection
Trois clous placés dans des tubes : à l'air sec, dans de l'eau bouillie recouverte d'huile (sans dioxygène dissous), dans de l'eau au contact de l'air. Seul le troisième rouille.
Règle. Le fer rouille en présence simultanée de dioxygène et d'eau. Le sel (bord de mer, routes salées) et la chaleur accélèrent la corrosion. La rouille est poreuse : elle ne protège pas le métal, qui finit par être entièrement rongé.
| Protection | Principe |
|---|---|
| peinture, vernis, graisse | barrière qui isole le fer de l'air et de l'eau ; inefficace dès qu'elle est rayée |
| galvanisation (couche de zinc) | le zinc s'oxyde à la place du fer, même si la couche est rayée |
| acier inoxydable (fer + chrome) | le chrome forme un oxyde invisible qui bloque la corrosion |
| blocs de zinc sur une coque de bateau | le zinc, plus réactif, est « sacrifié » à la place de la coque |
Astuce. L'aluminium s'oxyde aussi, mais son oxyde forme une pellicule étanche et adhérente : c'est pour cela que les objets en aluminium ne « rouillent » pas.
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Oxydant, réducteur : un transfert d'électrons
Définitions. Une réaction d'oxydo-réduction est un transfert d'électrons. Le réducteur cède des électrons : il est oxydé. L'oxydant capte ces électrons : il est réduit.
| Rôle | Exemples | Ce qui se passe |
|---|---|---|
| réducteurs | métaux : Mg, Zn, Fe, Cu… | l'atome perd des électrons et devient un ion positif (Fe → Fe²⁺) |
| oxydants | dioxygène O2, ions métalliques Cu²⁺, Ag⁺, ions H⁺ des acides | ils gagnent les électrons (Cu²⁺ → Cu, 2 H⁺ → H2) |
Exemple. Quand le fer rouille, chaque atome de fer cède des électrons au dioxygène : le fer est le réducteur (oxydé), le dioxygène l'oxydant (réduit).
Attention ! Le mot « oxydation » ne signifie pas « réaction avec l'oxygène » : un métal est aussi oxydé par des ions Cu²⁺ ou par un acide. Ce qui définit l'oxydation, c'est la perte d'électrons.
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Un métal dans une solution d'ions métalliques
Expérience. Un clou en fer plongé dans une solution bleue de sulfate de cuivre se couvre d'un dépôt rouge ; la solution se décolore et, testée à la soude, donne un précipité vert.
- dépôt rouge → du cuivre métallique apparaît ;
- décoloration → les ions Cu²⁺ disparaissent ;
- précipité vert → des ions Fe²⁺ apparaissent.
Fe + Cu²⁺ → Fe²⁺ + Cu (les ions sulfate sont spectateurs)
Le fer (réducteur) a cédé deux électrons aux ions cuivre (oxydant). De même, un fil de cuivre dans du nitrate d'argent se couvre d'aiguilles grises d'argent et la solution bleuit : Cu + 2 Ag⁺ → Cu²⁺ + 2 Ag.
Règle. Classement par réactivité décroissante : Mg > Zn > Fe > Cu > Ag. Un métal réagit avec les ions d'un métal moins réactif que lui, jamais l'inverse : le cuivre ne réagit pas avec les ions Fe²⁺.
Astuce. Pour rédiger : observation → interprétation → équation. « Dépôt rouge : du cuivre s'est formé ; les ions Cu²⁺ ont été réduits par le fer. »
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Un métal dans un acide
Expérience. De la poudre de fer dans l'acide chlorhydrique : effervescence, le gaz recueilli détone à l'approche d'une flamme, la solution testée à la soude donne un précipité vert.
Fe + 2 H⁺ → Fe²⁺ + H2 (les ions chlorure Cl⁻ sont spectateurs)
- le gaz est le dihydrogène (test de la détonation) ;
- les ions H⁺ (oxydant) ont capté des électrons cédés par le fer (réducteur) ;
- l'acide est consommé : le pH de la solution augmente.
| Métal + acide chlorhydrique | Résultat |
|---|---|
| zinc | vive effervescence : Zn + 2 H⁺ → Zn²⁺ + H2 |
| fer | effervescence plus lente : Fe + 2 H⁺ → Fe²⁺ + H2 |
| cuivre, argent | aucune réaction : trop peu réactifs |
Sécurité. Le dihydrogène est explosif mélangé à l'air : on ne le produit qu'en petite quantité, loin de toute flamme. L'acide chlorhydrique est corrosif : lunettes et gants.
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Combustions : combustible, comburant, sécurité
Définition. Une combustion est une oxydation vive entre un combustible (bois, méthane, essence, carbone, magnésium…) et un comburant (le dioxygène de l'air). Elle libère beaucoup d'énergie (chaleur, lumière).
- Pour démarrer, il faut une énergie d'activation (étincelle, flamme) : combustible + comburant + énergie forment le triangle du feu. Supprimer l'un des trois éteint le feu.
- Combustion complète du méthane : CH4 + 2 O2 → CO2 + 2 H2O (flamme bleue).
- Combustion incomplète, par manque de dioxygène : flamme jaune, dépôt de carbone (suie) et formation de monoxyde de carbone CO.
Danger. Le monoxyde de carbone est un gaz invisible, inodore et mortel : il prend la place du dioxygène dans le sang. Chauffe-eau mal réglé, brasero dans une pièce fermée : il faut aérer, faire entretenir les appareils et installer un détecteur.
Astuce. Dans toute combustion, le combustible est le réducteur et le dioxygène l'oxydant : la combustion est une réaction d'oxydo-réduction comme les autres, simplement très rapide.
En bref
- Oxydation d'un métal par le dioxygène → oxyde métallique : 4 Fe + 3 O2 → 2 Fe2O3 (rouille, lente) ; 2 Mg + O2 → 2 MgO (combustion vive).
- La rouille exige dioxygène + eau ; le sel accélère. Protection : peinture, galvanisation (zinc), inox.
- Oxydo-réduction = transfert d'électrons : le réducteur (métal) cède, l'oxydant (O2, Cu²⁺, Ag⁺, H⁺) capte.
- Fe + Cu²⁺ → Fe²⁺ + Cu (dépôt rouge, décoloration, précipité vert à la soude). Réactivité : Mg > Zn > Fe > Cu > Ag.
- Fe + 2 H⁺ → Fe²⁺ + H2 : gaz qui détone ; le cuivre ne réagit pas avec l'acide.
- Combustion = oxydation vive ; incomplète → suie et monoxyde de carbone, mortel : aérer.
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