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Oxydoréduction - Cours - 1/7
.
OXYDO REDUCTION
. I
Les ions
L’étude des atomes de chlore et de sodium nous permet de dire que l’atome de chlore
possède sept électrons sur sa couche externe, alors que l’atome de sodium
Na
23
11
Cl
35
17
ne possède
qu’un électron sur sa couche externe.
L’atome de sodium a tendance à perdre un électron pour le céder à l’atome de chlore qui
verra ainsi sa couche externe saturée.
Il y a donc transfert d’un électron de l’atome de sodium vers l’atome de chlore, l’atome de
sodium devient un ion positif, cation, Na+, l’atome de chlore devient un ion négatif, anion, Cl-.
. II
Concentration
La concentration molaire d’une solution est le quotient de la quantité de matière dissoute par
le volume de solution obtenue. Elle s’exprime en moles par litre.
Le pH caractérise la concentration en ion H3O+ d’une solution, noté [H3O+]. Pour une solution
neutre, la concentration des ions H3O+ est égale à celle des ions OH-, c'est-à-dire : [H3O+] =
[OH-] = 10-7 mol.l-1. Si une solution acide a un pH de 3, la concentration en ions H+ est égale à
[H3O+] = 10-3 mol.l-1. La concentration en ions OH- est égale à [OH-] = 10-14/10-3 = 10-11 mol.l-1
pH = - log [H3O+]
. III
Exemples
o
Combustion du sodium
Lors de la combustion du sodium dans l’oxygène, le sodium passe de l’état Na à l’état Na+, il
perd un électron, l’oxygène passe de O à O2-, il gagne deux électrons. Le bilan est donc
2 Na
—>
2 Na+ + 2e-
.
O + 2e-
—>
O2-
2 Na + O
—>
2 Na+ + O2- .
.
Ainsi
Oxydoréduction - Cours - 2/7
Une lame de zinc est plongée dans une solution de sulfate de cuivre, de couleur bleue. La
lame de zinc se couvre peu à peu de cuivre métal tandis que la solution se décolore. Les ions
Cu2+ disparaissent, ils sont remplacés par des ions Zn2+. Le bilan est donc
Cu2+ + 2e- —>
Cu
Zn
—>
Zn2+ + 2e- .
Cu2+ + Zn
—>
Cu + Zn2+
.
Ainsi
.
Lors de la combustion du sodium dans le di oxygène, le sodium passe de l’état Na à l’état Na +,
il perd un électron, l’oxygène passe de O2 à 2 O2-, il gagne quatre électrons. Le bilan est
donc
4 Na
2 (2 Na+ + 2e-).
—>
O2 + 4e-
2 O2-
—>
.
Ainsi
2 {2 Na+ + O2-}.
4 Na + O2 —>
o
Combustion du magnésium dans le di oxygène
Lors de la combustion du magnésium donne un solide blanc de formule MgO
Ainsi
2 Mg + O2 —>
2 MgO
L’élément magnésium a cédé des électrons à l’élément oxygène, il a été oxydé.
L’oxygène est un élément très avide d’électrons. Chaque fois qu’un autre élément réagit avec
lui, l’oxygène récupère les électrons de liaison.
Lorsqu’un élément ou un composé chimique se combine avec un atome d’oxygène, nous
dirons qu’il est oxydé.
Il en est de même pour les réactions suivantes
C + O2
—>
CO2
Oxydoréduction - Cours - 3/7
Le carbone C a été oxydé.
2 Mg + CO2
—>
2 MgO + C
Le di oxyde de carbone CO2 a oxydé le magnésium Mg.
. IV
Définition
o
Enoncés des définitions
 Lorsqu’une réaction provoque une perte d’électrons, il s’agit d’une oxydation.
 Lorsqu’une réaction provoque un gain d’électrons, il s’agit d’une réduction.
Dans une réaction d’oxydo réduction
 Le corps qui perd des électrons est appelé le réducteur.
 Le corps qui gagne des électrons est appelé l’oxydant.
—> Réduction
Oxydant + électrons <—> Réducteur .
<— Oxydation
Dans une réaction d’oxydo réduction, il y a transfert d’électrons du réducteur vers
l’oxydant.
o
Application des définitions
o
o
Zn est un réducteur
Cu est un oxydant
2 Mg + CO2 —> 2 MgO + C
o
o
Mg est un réducteur
CO2 est un oxydant
2 Mg + O2 —>
2 MgO
o
o
Mg est un réducteur
O2 est un oxydant
C + O2
CO2
o
o
C est un réducteur
O2 est un oxydant
2+
Cu + Zn
—>
—>
Cu + Zn
2+
Oxydoréduction - Cours - 4/7
. V
Couples redox
o
Enoncés des définitions
Un couple oxydant réducteur, ou couple rédox, est un couple (X / Y), X est l’oxydant et Y son
réducteur conjugué
Oxydant (X) + électrons <—>
Réducteur (Y).
La réaction est donc
Oxydant (1) + n eRéducteur (2)
<—>
<—>
Réducteur (1).
Oxydant (2) + n e-.
Ainsi
Oxydant (1) + Réducteur (2)
o
<—>
Réducteur (1) + Oxydant (2)
Application des définitions
Dans le cas de la réaction suivante
Zn + Cu2+ —> Zn2+ + Cu
La réaction d'oxydation est
Zn —> Zn2+ + 2 e-
o
Le zinc cède deux électrons
o
o
o
o
o
o
Il devient l’ion Zn2+
Il y a gain de degré d'oxydation.
Il y a perte d'électrons.
Le zinc est le réducteur.
Le zinc subit la réaction d'oxydation
Le zinc est l'agent oxydé.
Réaction de réduction est
o
o
o
o
o
o
o
Cu2+ reçoit 2 électrons du Zn
Il devient Cu
Il y a perte de degré d'oxydation.
Il y a gain d'électrons.
Cu2+ est l'oxydant.
Cu2+ subit la réaction de réduction
Il est l'agent réduit
Cu2+ + 2 e- —> Cu
Oxydoréduction - Cours - 5/7
Cu2+ + Zn
—> Zn2+ + Cu
Oxydation
Réduction
. VI
Classification électrochimique des métaux
La classification suivante permet de prévoir les différentes possibilités de réaction.
Pouvoir oxydant croissant de l’ion
Ag
Cu
H2
Pb
Fe
Zn
Al
Mg
Ag+
Cu2+
H3O+
Pb2+
Fe2+
Zn2+
Al3+
Mg2+
Potentiel d’oxydoréduction
Eo = + 0,8 V
Eo = + 0,34 V
Eo = 0 V
Eo = - 0,13 V
Eo = - 0,44 V
Eo = - 0,76 V
Eo = - 1,66 V
Eo = - 2,37 V
Pouvoir réducteur croissant du métal
Classification de quelques métaux
 Un oxydant peut oxyder tout réducteur placé au-dessous de lui dans la classification
ci-dessus.
 Un oxydant est sans effet sur un réducteur placé en dessus de lui.
Règle de gamma
Cu2+
Zn2+

Cu
Zn
Règle de gamma
L’oxydant le plus fort oxyde le réducteur le plus fort. Nous pouvons écrire en suivant la
circulation donnée par la flèche sur la lettre gamma. L’oxydant Cu2+ oxyde le réducteur Zn,
nous aurons donc
Oxydoréduction - Cours - 6/7
Cu2+ + Zn
. VII
Cu + Zn2+ .
—>
La corrosion des métaux
La corrosion est l’action destructrice qu’exerce le milieu extérieur, notamment le di
oxygène, sur un métal. La corrosion électrochimique est une oxydation du métal.
L’humidité de l’air se condense à la surface du métal, elle forme une fine pellicule d’eau qui
va dissoudre du di oxyde de carbone CO2, du di oxygène O2 ainsi que quelques éléments
relatifs au milieu extérieur.
Un métal s’oxyde lorsqu’il constitue l’électrode négative d’une pile électrochimique.
La borne  , appelée cathode voit l’apparition d’ions hydroxyde OH - issu du di oxygène.
O2 + 2 H2O + 4 e-
4 OH -
—>
La borne  , appelée anode voit l’apparition d’ions fer II, le fer s’est oxydé.
Fe
—>
+
Fe 2
+ 2 e-
La réaction complète donne donc
2 Fe +
O2 + 2 H2O
—>
2 Fe 2+
+
4 OH -
La manifestation la plus courante et la plus nocive de la corrosion est la formation de rouille
sur les matériaux ferreux en présence de cette humidité.
Il existe plusieurs types de protection, la première consiste à isoler par revêtement
étanche la surface du métal empêchant ainsi toute réaction, une autre préconise l’utilisation
de métaux inoxydables résistants à toutes formes de corrosion, une troisième modifie
chimiquement la surface du métal.
La dernière se nomme protection cathodique, elle réalise une pile électrochimique qui assure
la protection d’un métal par la destruction d’un autre. La classification précédente permet
de prévoir les différentes possibilités de corrosion des métaux et surtout comment les
protéger, ainsi nous constatons que les ions Ag+ peuvent oxyder le cuivre, le fer ainsi que
tous les éléments placés sous lui.
Pour protéger un métal, il peut être mis en contact avec un autre métal plus réducteur que
lui, ce métal plus réducteur sera oxydé à la place du premier.
Si un métal tel que le zinc, fer galvanisé, est placé en contact avec un métal comme l’acier, le
zinc, plus réducteur que le fer de l’acier, le protégera et sera oxydé à sa place, le zinc est
donc sacrifié, le métal à protéger reste donc intact par ce procédé.
Oxydoréduction - Cours - 7/7
-
Canalisation
Cathode
Fer
Terre
+
+
Électrons
Anode
Zinc
Ce phénomène de pile est volontairement utilisé pour protéger les canalisations enterrées ou
les coques de navire, quelques électrodes de zinc, réparties sous la ligne de flottaison, sont
rongées et doivent être renouvelées régulièrement.
. VIII
Electrolyse
Une électrolyse consiste à faire passer un courant électrique entre deux électrodes, l’anode
où se produit l’oxydation et la cathode où il y a une réduction. L’électrolyse est une réaction
d’oxydo réduction provoquée, inverse de la réaction spontanée entre les deux couples redox.
. IX
Applications à la sidérurgie
Les réactions qui se produisent dans un haut-fourneau sont multiples, elles peuvent se
décliner en fonction des différentes températures, de plus en plus élevées en allant vers le
fond de la cuve.
Le mélange coke + minerai de fer, essentiellement de l’oxyde de fer III Fe2O3 est enfourné
par le haut du haut fourneau.
o
Vers 500 °C
3 Fe2O3 + CO
—>
CO2 + 2 Fe3O4
Oxydation
Réduction
o
Entre 600 et 900 °C
Fe3O4
+ CO —> CO2 + 3 FeO
Oxydation
Réduction
o
Vers 1000 °C
FeO + CO
—> CO + Fe .
Oxydation
Réduction