Réactions d’oxydoréduction : cours de Première et exercices

1Oxydant, réducteur, couple Ox/Red

Définition. Un oxydant est une espèce chimique capable de capter un ou plusieurs électrons. Un réducteur est une espèce capable d’en céder.

Définition. Deux espèces qui se transforment l’une en l’autre par gain ou perte d’électrons forment un couple oxydant/réducteur, noté Ox/Red (l’oxydant toujours en premier). On lui associe sa demi-équation électronique :

\ce{Ox + $n$ e^- = Red}

Notation. Le signe $=$ rappelle que la demi-équation se lit dans les deux sens : réduction de gauche à droite (l’oxydant capte des électrons), oxydation de droite à gauche (le réducteur en cède). Les électrons n’existent pas libres en solution : une demi-équation n’est pas une réaction, c’est une écriture formelle.

2Ajuster une demi-équation électronique

Méthode — en milieu acide. ajuster les éléments autres que $\ce{O}$ et $\ce{H}$ ; ajuster l’élément oxygène avec des molécules $\ce{H2O}$ ; ajuster l’élément hydrogène avec des ions $\ce{H+}$ ; ajuster les charges avec des électrons $\ce{e^-}$ , que l’on place du côté de l’oxydant.

Propriété. Une demi-équation est correctement ajustée lorsqu’il y a, de part et d’autre du signe $=$ , le même nombre d’atomes de chaque élément et la même charge électrique totale.

3Équation d’une réaction d’oxydoréduction

Définition. Une réaction d’oxydoréduction est un transfert d’électrons entre l’oxydant d’un couple $\text{Ox}_1/\text{Red}_1$ et le réducteur d’un autre couple $\text{Ox}_2/\text{Red}_2$ :

\ce{Ox1 + Red2 -> Red1 + Ox2}

Le réducteur $\text{Red}_2$ est oxydé (il perd des électrons), l’oxydant $\text{Ox}_1$ est réduit (il les capte).

Méthode — écrire l’équation. écrire les deux demi-équations dans le sens où elles se produisent ; les multiplier par des entiers pour que le nombre d’électrons cédés soit égal au nombre d’électrons captés ; les additionner : les électrons se simplifient et n’apparaissent pas dans l’équation finale. Vérifier la conservation des éléments et des charges. Le transfert est direct : oxydant et réducteur sont en contact dans le même récipient.

4Reconnaître une oxydoréduction

Méthode — à partir d’observations. repérer les espèces qui disparaissent et celles qui apparaissent (couleur, dépôt métallique, dégagement gazeux, test des ions formés) ; écrire les couples correspondants ; le réducteur qui disparaît est oxydé, l’oxydant qui disparaît est réduit.

DonnéesCouples usuels et demi-équations à connaître

Métal / ion métallique : $\ce{Cu^2+ + 2 e^- = Cu}$ · $\ce{Zn^2+ + 2 e^- = Zn}$ · $\ce{Ag+ + e^- = Ag}$ · $\ce{Al^3+ + 3 e^- = Al}$ · $\ce{Fe^2+ + 2 e^- = Fe}$
$\ce{Fe^3+ + e^- = Fe^2+}$ · $\ce{I2 + 2 e^- = 2 I^-}$ · $\ce{S4O6^2- + 2 e^- = 2 S2O3^2-}$ · $\ce{2 H+ + 2 e^- = H2}$
$\ce{MnO4^- + 8 H+ + 5 e^- = Mn^2+ + 4 H2O}$ · $\ce{Cr2O7^2- + 14 H+ + 6 e^- = 2 Cr^3+ + 7 H2O}$
$\ce{O2 + 4 H+ + 4 e^- = 2 H2O}$ · $\ce{H2O2 + 2 H+ + 2 e^- = 2 H2O}$ · $\ce{ClO^- + 2 H+ + 2 e^- = Cl^- + H2O}$
Couleurs utiles : $\ce{Cu^2+}$ bleu, $\ce{Fe^2+}$ vert pâle, $\ce{Fe^3+}$ rouille, $\ce{MnO4^-}$ violet, $\ce{Mn^2+}$ incolore, $\ce{Cr2O7^2-}$ orange, $\ce{Cr^3+}$ vert, $\ce{I2}$ brun.

5Savoir-faire du chapitre

Savoir-faire

Identifier l’oxydant et le réducteur d’un couple et écrire le couple sous la forme Ox/Red.
Écrire et ajuster une demi-équation électronique, y compris en milieu acide (avec $\ce{H2O}$ et $\ce{H+}$ ).
Écrire l’équation de la réaction entre l’oxydant d’un couple et le réducteur d’un autre couple.
Identifier l’espèce oxydée et l’espèce réduite, à partir de l’équation ou d’observations.
Exploiter l’équation ajustée pour un bilan de matière (quantités, masse d’un dépôt, volume de gaz).

6Exemples types

Exempleajuster une demi-équation en milieu acide

Couple $\ce{MnO4^-(aq)}$ / $\ce{Mn^2+(aq)}$ . l’élément Mn est déjà ajusté ; quatre $\ce{O}$ à gauche : $\ce{MnO4^- = Mn^2+ + 4 H2O}$ ; huit $\ce{H}$ à droite : $\ce{MnO4^- + 8 H+ = Mn^2+ + 4 H2O}$ ; charges : $-1+8=+7$ à gauche, $+2$ à droite, il faut donc ${5}$ électrons à gauche :

\ce{MnO4^-(aq) + 8 H+(aq) + 5 e^- = Mn^2+(aq) + 4 H2O(l)}

Exempleécrire l’équation d’une réaction

Réaction des ions permanganate sur les ions fer(II) en milieu acide ; couples $\ce{MnO4^-}$ / $\ce{Mn^2+}$ et $\ce{Fe^3+}$ / $\ce{Fe^2+}$ . On multiplie par ${5}$ la demi-équation du fer pour échanger ${5}$ électrons, puis on additionne :

\ce{MnO4^-(aq) + 5 Fe^2+(aq) + 8 H+(aq) -> Mn^2+(aq) + 5 Fe^3+(aq) + 4 H2O(l)}

Charges : $-1+10+8=+17$ des deux côtés. Les ions $\ce{Fe^2+}$ sont oxydés, les ions $\ce{MnO4^-}$ réduits : la disparition de la teinte violette montre que les ions permanganate ont été consommés.

Exempleinterpréter une observation

Un clou en fer plongé dans une solution bleue de sulfate de cuivre se recouvre d’un dépôt rouge et la solution verdit. Le cuivre métallique apparaît ( $\ce{Cu^2+}$ réduit) et des ions $\ce{Fe^2+}$ apparaissent ( $\ce{Fe}$ oxydé) : couples $\ce{Cu^2+}$ / $\ce{Cu}$ et $\ce{Fe^2+}$ / $\ce{Fe}$ , d’où

\ce{Cu^2+(aq) + Fe(s) -> Cu(s) + Fe^2+(aq)}

Exempleun métal attaqué par un acide

Couples $\ce{H+(aq)}$ / $\ce{H2(g)}$ et $\ce{Zn^2+(aq)}$ / $\ce{Zn(s)}$ . Le zinc cède des électrons aux ions hydrogène :

\ce{Zn(s) + 2 H+(aq) -> Zn^2+(aq) + H2(g)}

Le gaz qui se dégage est du dihydrogène. Si $n(\ce{Zn})={1{,}0\times10^{-2}\,\mathrm{mol}}$ réagit totalement dans un excès d’acide, il se forme autant de $\ce{H2}$ , soit $V=n\,V_m={0{,}24\,\mathrm{L}}$ ( $V_m={24{,}0\,\mathrm{L}{\cdot}\mathrm{mol}^{-1}}$ ).

Exempledeux couples sans

\ce{H2O}

\ce{H+}

Couples $\ce{I2(aq)}$ / $\ce{I^-(aq)}$ et $\ce{S4O6^2-(aq)}$ / $\ce{S2O3^2-(aq)}$ : chacun échange ${2}$ électrons, aucune multiplication n’est nécessaire. L’addition donne

\ce{I2(aq) + 2 S2O3^2-(aq) -> 2 I^-(aq) + S4O6^2-(aq)}

Le diiode brun est réduit en ions iodure incolores : la décoloration signale que tout le diiode a été consommé.

Pièges

Écrire le couple à l’envers : la notation Ox/Red impose l’oxydant en premier ( $\ce{Fe^3+}$ / $\ce{Fe^2+}$ , et non l’inverse).
Laisser des électrons dans l’équation de la réaction : ils sont échangés, donc ils se simplifient toujours.
Additionner les demi-équations sans les avoir multipliées : le nombre d’électrons cédés doit être égal au nombre d’électrons captés.
Ajuster l’oxygène avec $\ce{O2}$ ou l’hydrogène avec $\ce{H2}$ : en milieu acide, on utilise $\ce{H2O}$ puis $\ce{H+}$ .
Oublier de vérifier les charges, ou dire que « le réducteur est réduit » : le réducteur cède des électrons, il est oxydé.

← Absorbance et dosage par étalonnage Avancement d’une réaction →

Réactions d’oxydoréduction

1Oxydant, réducteur, couple Ox/Red

2Ajuster une demi-équation électronique

3Équation d’une réaction d’oxydoréduction

4Reconnaître une oxydoréduction

5Savoir-faire du chapitre

6Exemples types

Exercices, contrôles et sujets

Exercices de base

Exercices d'application

Contrôle A

Contrôle B

Approfondissement

Devoir bilan

Première · Physique-chimie : les 18 chapitres