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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
Cl
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possède sept électrons sur sa couche externe, alors que l’atome de sodium
Na
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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- .
Ainsi
2 Na + O —> 2 Na+ + O2- .

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- .
Ainsi
Cu2+ + Zn —> Cu + Zn2+ .
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
4 Na + O2 —> 2 {2 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
Cu2+ + Zn —> Cu + Zn2+
2 Mg + CO2 —> 2 MgO + C
2 Mg + O2 —> 2 MgO
C + O2 —> CO2
o Mg est un réducteur
o O2 est un oxydant
o C est un réducteur
o O2 est un oxydant
o Mg est un réducteur
o CO2 est un oxydant
o Zn est un réducteur
o Cu est un oxydant

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 e- <—> Réducteur (1).
Réducteur (2) <—> Oxydant (2) + n e-.
Ainsi
Oxydant (1) + Réducteur (2) <—> Réducteur (1) + Oxydant (2)
o 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 Il devient l’ion Zn2+
o Il y a gain de degré d'oxydation.
o Il y a perte d'électrons.
o Le zinc est le réducteur.
o Le zinc subit la réaction d'oxydation
o Le zinc est l'agent oxydé.
Réaction de réduction est Cu2+ + 2 e- —> Cu
o Cu2+ reçoit 2 électrons du Zn
o Il devient Cu
o Il y a perte de degré d'oxydation.
o Il y a gain d'électrons.
o Cu2+ est l'oxydant.
o Cu2+ subit la réaction de réduction
o Il est l'agent réduit

Oxydoréduction - Cours - 5/7
Cu2+ + Zn —> Zn2+ + Cu
. VI Classification électrochimique des métaux
La classification suivante permet de prévoir les différentes possibilités de réaction.
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
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
Ag+
Cu2+
H3O+
Pb2+
Fe2+
Zn2+
Al3+
Mg2+
Ag Eo = + 0,8 V
Cu Eo = + 0,34 V
H2 Eo = 0 V
Pb Eo = - 0,13 V
Fe Eo = - 0,44 V
Zn Eo = - 0,76 V
Al Eo = - 1,66 V
Mg Eo = - 2,37 V
Pouvoir réducteur croissant du métal
Pouvoir oxydant croissant de l’ion Potentiel d’oxydoréduction
Cu2+
Zn2+
Cu
Zn
Oxydation
Réduction