Les phénomènes d`oxydoréduction - théorie -2013

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1. Les notions à acquérir au cours de ce chapitre
1.1 Vocabulaire à maîtriser après ce chapitre
oxydoréduction oxydation réduction
combustion thermolyse oxydant
oxydé réducteur réduit
couple ox/red nombre d’oxydation équation bilan
potentiel standard réaction naturelle pile
demi-pile demi-équation pôle négatif
pôle positif équation d’échange d’électrons débiter
force électromotrice consommer tension
pile usée cathode anode
migration schéma d’une pile usure
flux d’électrons dessin/croquis d’une pile paroi poreuse
pont salin réaction spontanée
1.2 Les compétences à acquérir au cours de ce chapitre
A la fin de ce chapitre vous devrez être capable de
• Reconnaître une réaction d’oxydoréduction soit à partir de son équation soit à partir
de la description d’un phénomène ox/red.
• Déterminer quelle espèce chimique est oxydée et/ou réduite, d’écrire les demi-
équations d’oxydation et de la réduction correspondante et les équilibrer.
• Ecrire l’équation bilan équilibrée d’une réaction d’oxydoréduction.
• Identifier les couples ox/red (ou redox) impliqués dans le processus
d’oxydoréduction, à partir soit d’une équation, soit de la description d’un phénomène
ox/red, soit du schéma/dessin d’une pile.
• Déterminer dans un couple ox/red qui est le réducteur, qui est l’oxydant.
• Trouver et utiliser les potentiels standard des couples ox/red impliqués dans le
processus d’oxydoréduction, et déterminer qui est l’oxydant et le réducteur.

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• Faire un croquis d’une pile en indiquant tous les espèces chimiques présentes, le
sens du mouvement des électrons lorsque la pile débite, le sens de déplacement des
espèces chimiques pendant le fonctionnement de la pile, la position et le signe de
l’anode et de la cathode.
• Ecrire le schéma d’une pile avec la convention appropriée.
• Calculer la force électromotrice standard d’une pile.
2. Rappel : Les nombres d’oxydation
Le nombre d’oxydation (N.O.) d’un atome indique la charge ou la fraction de charge
portée par un atome lorsqu’il se lie avec d’autres atomes. Il exprime donc le nombre
d’électrons déplacés lors de la formation de la liaison.
Exemple
Dans la molécule H
2
SO
4
: N.O. de H =
N.O. de S =
N.O. de O =
Règles concernant les nombres d'oxydation
1. Le N.O. des éléments dans les molécules des corps purs simples est toujours 0.
2. Dans les molécules que nous étudierons :
a) le N.O. de l'oxygène est généralement de -2.
b) le N.O. de l'hydrogène est généralement de +1.
3. La somme des N.O. de tous les atomes d'une molécule = 0, car une molécule est
neutre.
4. La somme des N.O. de tous les atomes d’un ion = la charge de l’ion.
Exemples
A) Rechercher le N.O. de tous les atomes dans la molécule Mg(MnO
4
)
2
.
Mg :……….. Mn :……… O :……...
B) Rechercher le N.O. de tous les atomes dans le ion C
2
O
4
2-
.
C :……….. O :…………
C) Rechercher le N.O. de tous les atomes dans le ion Cr
2
O
7
2-
.
Cr :………….. O :……………
3. Introduction
Les réactions d’oxydoréduction jouent un rôle fondamental tant chez les êtres vivants que
dans les processus de fabrication industriels.
Par exemple, ce type de réaction se rencontre lors des phénomènes suivants :
- la formation de rouille à partir du fer, à l’air humide

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- le ternissement du cuivre, à l’air
- la combustion du bois, de l’essence, du gaz naturel ...
- la transformation en vinaigre de l’alcool présent dans le vin
- la production de courant électrique par les piles et les batteries
- la respiration
- les méthodes de désinfection etc.
Au cours de chacun de ces phénomènes qui, apparemment, n’ont rien en commun, une
réaction dite d’oxydation accompagne une réaction dite de réduction. Il nous faut donc
d’abord définir ce que l’on entend par oxydation et réduction.
4. L’oxydation et la réduction
4.1 Ancienne définition de l’oxydation et de la réduction
4.1.1 L’oxydation
Autrefois, le terme oxydation était réservé aux réactions au cours des-quelles de
l’oxygène se fixait sur des corps purs simples ou composés.
Exemples : Les réactions de combustion
A) La combustion du carbone (charbon) :
C + O
2
→ .................
B) La combustion du magnésium :
Mg + O
2
→ ...................
C) La combustion du méthane dans un bec bunsen :
CH
4
+ O
2
→ .................. + ................
4.1.2 La réduction
Le terme réduction
(*)
désignait des réactions au cours desquelles de l’oxygène était
enlevé à des corps purs composés.
* Réduction vient du latin « reducere » c’est-à-dire « ramener » (à l’état élémentaire)
Exemples
A) La thermolyse de l’oxyde de mercure
HgO → ........... + ................
B) La réduction de l’oxyde de cuivre(II) par le carbone
CuO + C → .......... + ...............

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4.2 La définition actuelle l’oxydation et de la réduction
A l’heure actuelle, le terme oxydation n’est plus uniquement réservé à des réactions de
fixation d’oxygène et le terme réduction à des réactions d’enlèvement d’oxygène.
Nous allons effectuer quelques réactions simples permettant de mettre en évidence la
nouvelle définition de l’oxydoréduction.
4.2.1 Rappel
Une solution aqueuse ionique contient toujours des cations et des anions dispersés et
entourés d’un nombre variable de molécules d’eau (ions hydratés).
Certains cations hydratés confèrent à la solution les contenant, une coloration
caractéristique.
Voici, par exemple, les colorations de solutions aqueuses contenant des cations Fe
2+
et
Cu
2+
:
Fe
2+
Cu
2+
D’autre part, on peut utiliser des réactions de précipitations pour tester la présence des
cations Fe
2+
et Cu
2+
dans une solution aqueuse :
Fe
2+
+ 2 NaOH → Fe(OH)
2
(s) + 2 Na
+
Cu
2+
+ 2 NaOH → Cu(OH)
2
(s) + 2 Na
+
4.2.2 Réaction des ions cuivre(II) avec le métal fer
A) Plongeons un clou en fer dans la solution bleue contenant des ions Cu
2+
.
Observations et interprétation :
En moins d’une minute, la partie immergée
du clou en fer se recouvre d’un dépôt
noirâtre, puis rougeâtre. Ce dépôt
rougeâtre peu adhérent est du cuivre
métallique.
Les ions Cu
2+
de la solution se sont donc
transformés en cuivre métallique.
Cu
2+
devient Cu
(métallique)
 La neutralité électrique de la solution ne peut être maintenue que si d’autres cations
remplacent les ions Cu
2+
disparus.
Vert pâle
Bleu
Précipité verdâtr
e
Précipité bleu
Clou en fer

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B) Dans la solution de cuivre (II), ajoutons maintenant de la limaille de fer en agitant la
solution :
On remarque que la coloration bleue de la solution
initiale s’atténue et devient vert pâle.
Si on ajoute à cette solution quelques gouttes
d’hydroxyde de sodium, on observe l’apparition d’un
précipité verdâtre d’hydroxyde de fer(II) Fe(OH)
2
.
Cette réaction démontre que des cations Fe
2+
sont
apparus dans la solution.
Du fer métallique s’est donc transformé en ions
Fe
2+
: Fe
(métallique)
devient Fe
2+
4.2.3 Définition de l’oxydation
Le Fe
(métallique)
devient Fe
2+
:
Ce phénomène ne peut se concevoir que par
la perte de 2 e
-
par chaque atome de Fe.
Fe° → Fe
+2
+ 2 e
-
On dit maintenant que le fer s’est oxydé en
Fe
2+.
Une oxydation est une (demi-)réaction au
cours de laquelle un réactif perd des
électrons.
4.2.4 Définition de la réduction
Le Cu
2+
devient Cu
(métallique
)
:
Ce phénomène ne peut se concevoir que par la capture de 2 e
-
par chaque ion Cu
2+ :
Cu
+2
+ 2 e
-
→ Cu°
On dit maintenant que les ions Cu
2+
se sont réduits en Cu.
Une réduction est une (demi-)réaction au cours de laquelle un réactif capture des
électrons.
4.2.5 Convention pour l’écriture des réactions de réduction et d’oxydation
Rappel : L’écriture de la charge et du nombre d’oxydation d’un ion, ne diffère que par
l’invertion de la position du signe et du nombre écrits en exposant à droite du
symbole chimique.
Vous constaterez que dans les équations d’oxydation et de réduction des paragraphes
précédents, les charges des ions n’apparaissent pas, bien que lors de la (demi-)réaction
d’oxydation, on a effectivement formation de cations Fe
2+
et lors de la (demi-)réduction,
on a effectivement disparition de cations Cu
2+
.
Limaille de fer