Oxydoréduction
Première spécialité physique-chimie – couples oxydant/réducteur, demi-équations électroniques, réaction redox et applications classiques.
Objectifs du chapitre
Comprendre
Identifier oxydant, réducteur, couple redox et transfert d’électrons.
Écrire
Établir une demi-équation électronique et une équation d’oxydoréduction.
Exploiter
Utiliser les coefficients stœchiométriques pour raisonner sur les quantités de matière.
Relier aux applications
Comprendre les bases des piles, dépôts métalliques et électrolyses au niveau première.
Périmètre première spécialité : transformation modélisée par une réaction d’oxydoréduction, oxydant, réducteur, couple oxydant-réducteur, demi-équation électronique, transfert d’électrons, équation de réaction à partir de couples donnés, évolution des quantités de matière pour une transformation totale.
I. Définitions indispensables
Une réaction d’oxydoréduction est une réaction chimique avec transfert d’électrons.
Oxydant
Un oxydant est une espèce chimique capable de capter un ou plusieurs électrons.
L’oxydant gagne des électrons : il est réduit.
Réducteur
Un réducteur est une espèce chimique capable de céder un ou plusieurs électrons.
Le réducteur perd des électrons : il est oxydé.
Couple oxydant-réducteur : deux espèces reliées par un transfert d’électrons.
L’ordre est toujours : oxydant à gauche, réducteur à droite.
Mémo très utile
Oxydation = perte d’électrons. Exemple général : Red → Ox + n e−.
Réduction = gain d’électrons. Exemple général : Ox + n e− → Red.
Dans une réaction complète, les électrons cédés par le réducteur sont captés par l’oxydant : ils ne figurent jamais dans l’équation finale.
II. Méthode pour écrire une demi-équation électronique
En première, la méthode la plus classique concerne les réactions en milieu acide.
- Écrire le couple dans l’ordre Ox / Red.
- Placer Ox et Red de part et d’autre de la flèche.
- Équilibrer l’élément principal autre que H et O.
- Équilibrer les atomes d’oxygène avec H2O.
- Équilibrer les atomes d’hydrogène avec H+.
- Équilibrer les charges avec des électrons e−.
Exemple guidé 1 – Couple Fe3+ / Fe2+
L’oxydant Fe3+ capte un électron pour devenir Fe2+.
Exemple guidé 2 – Couple MnO4− / Mn2+
1. On écrit : MnO4− → Mn2+
2. On équilibre O avec 4 H2O à droite.
3. On équilibre H avec 8 H+ à gauche.
4. On équilibre les charges avec 5 e− à gauche.
Exemple guidé 3 – Couple Cr2O72− / Cr3+
III. Écrire une équation d’oxydoréduction
Pour obtenir l’équation bilan, on additionne deux demi-équations en faisant disparaître les électrons.
- Écrire les deux couples donnés.
- Écrire les deux demi-équations dans le bon sens.
- Multiplier les demi-équations pour avoir le même nombre d’électrons.
- Additionner membre à membre.
- Simplifier les électrons et les espèces présentes des deux côtés.
- Vérifier les atomes et les charges.
Exercice type – Permanganate et ions fer(II)
Couples : MnO4− / Mn2+ et Fe3+ / Fe2+.
On fait réagir MnO4− avec Fe2+ en milieu acide.
Demi-équation de réduction :
Demi-équation d’oxydation :
On multiplie la demi-équation du fer par 5.
Les électrons ont disparu : l’équation bilan est correcte.
Exercice type – Diiode et thiosulfate
Couples : I2 / I− et S4O62− / S2O32−.
Exercice type – Zinc et ions cuivre(II)
Couples : Cu2+ / Cu et Zn2+ / Zn.
On observe un dépôt de cuivre métallique et la disparition progressive du zinc.
IV. Évolution des quantités de matière
Le programme demande aussi de relier l’équation à l’évolution des quantités de matière. On peut utiliser un tableau d’avancement simplifié.
Exemple – Permanganate / fer(II)
On mélange n(MnO4−) = 2,0 × 10−3 mol et n(Fe2+) = 1,2 × 10−2 mol.
Équation : MnO4− + 8 H+ + 5 Fe2+ → Mn2+ + 4 H2O + 5 Fe3+.
| Réactif | Quantité initiale | Besoin stœchiométrique | Conclusion |
|---|---|---|---|
| MnO4− | 2,0 × 10−3 mol | 1 coefficient | xmax = 2,0 × 10−3 mol |
| Fe2+ | 1,2 × 10−2 mol | 5 coefficients | xmax = 1,2 × 10−2 / 5 = 2,4 × 10−3 mol |
Le réactif limitant est MnO4−. La solution violette se décolore si tout le permanganate est consommé.
V. Applications classiques type bac
1. Pile zinc / cuivre
Une pile transforme une réaction chimique spontanée en énergie électrique.
À l’électrode de zinc : Zn → Zn2+ + 2 e−.
À l’électrode de cuivre : Cu2+ + 2 e− → Cu.
Équation globale : Zn + Cu2+ → Zn2+ + Cu.
Les électrons circulent dans le circuit extérieur du zinc vers le cuivre.
2. Dépôt métallique
Lorsqu’un ion métallique capte des électrons, il peut former un métal solide.
Exemple : Cu2+ + 2 e− → Cu.
Application : dépôt de cuivre sur une électrode.
3. Électrolyse
Une électrolyse force une transformation chimique grâce à un générateur.
Elle n’est pas le cœur calculatoire du programme de première, mais c’est une application classique pour comprendre le transfert d’électrons.
Exemple passerelle : électrolyse de l’eau, formation de H2 et O2.
4. Éthylotest
Dans certains éthylotests historiques, l’éthanol réduit les ions dichromate.
Le dichromate Cr2O72− orange est réduit en Cr3+ vert.
Le changement de couleur permet de révéler la présence d’éthanol.
Application bac guidée – Pile Daniell simplifiée
On considère les couples Cu2+ / Cu et Zn2+ / Zn. La réaction spontanée est : Zn + Cu2+ → Zn2+ + Cu.
- Identifier l’espèce oxydée.
- Identifier l’espèce réduite.
- Écrire les deux demi-équations.
- Indiquer le sens de circulation des électrons dans le circuit extérieur.
Correction :
Zn est oxydé : Zn → Zn2+ + 2 e−.
Cu2+ est réduit : Cu2+ + 2 e− → Cu.
Les électrons circulent du zinc vers l’électrode de cuivre dans le circuit extérieur.
Application bac guidée – Électrolyse / cuivrage
Pour déposer du cuivre sur un objet conducteur, on utilise une solution contenant des ions Cu2+.
- Écrire la demi-équation de formation du cuivre métallique.
- Dire si l’espèce Cu2+ joue le rôle d’oxydant ou de réducteur.
Correction :
Cu2+ capte des électrons : c’est un oxydant. Il est réduit en cuivre métallique.
VI. Exercices types intégrés
Exercice 1 – Équilibrer MnO4− / Mn2+ avec Fe3+ / Fe2+
Écrire l’équation entre l’ion permanganate MnO4− et les ions Fe2+ en milieu acide.
Correction :
On multiplie la deuxième demi-équation par 5.
Exercice 2 – Dichromate et éthanol
Couples : Cr2O72− / Cr3+ et CH3CHO / CH3CH2OH.
Écrire l’équation en milieu acide.
Correction :
On multiplie la demi-équation de l’éthanol par 3, puis on additionne et simplifie.
Exercice 3 – Hypochlorite et eau oxygénée
Couples : ClO− / Cl− et O2 / H2O2.
Correction :
📌 Fiche bilan
Oxydant
Espèce qui capte des électrons.
Réducteur
Espèce qui cède des électrons.
Couple redox
Notation : Ox / Red.
Oxydation
Perte d’électrons.
Réduction
Gain d’électrons.
Équation bilan
Les électrons ne doivent pas apparaître.
Méthode milieu acide
Équilibrer O avec H2O, H avec H+, charges avec e−.
Applications
Piles, dépôts métalliques, électrolyse, éthylotest.
Carte mentale
Transfert
Électrons transférés du réducteur vers l’oxydant.
Couple
Ox / Red.
Demi-équation
Ox + n e− → Red ou Red → Ox + n e−.
Équation
Multiplier, additionner, simplifier.
Bilan matière
Utiliser les coefficients pour trouver le réactif limitant.
Bac
Piles, électrolyse, éthylotest, titrages redox.
✅ Quiz rapide
1. Définir un oxydant.
Un oxydant est une espèce capable de capter un ou plusieurs électrons.
2. Définir un réducteur.
Un réducteur est une espèce capable de céder un ou plusieurs électrons.
3. Dans quel ordre écrit-on un couple redox ?
On écrit toujours Ox / Red.
4. Qu’est-ce qu’une oxydation ?
Une oxydation est une perte d’électrons.
5. Qu’est-ce qu’une réduction ?
Une réduction est un gain d’électrons.
6. Les électrons apparaissent-ils dans l’équation finale ?
Non. Ils doivent disparaître lors de l’addition des demi-équations.
7. Que produit une pile ?
Une pile convertit une transformation chimique spontanée en énergie électrique.
8. Que permet une électrolyse ?
Une électrolyse force une transformation chimique grâce à un générateur.