Les phénomènes d`oxydoréduction - théorie

2OS
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 réaction spontanée
demi-équation
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.
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.
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.

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Exemples
A) Rechercher le N.O. de tous les atomes dans la molécule Mg(MnO
4
)
2
.
Mg : +2 (voir tableau périodique)
O : - 2 (voir tableau périodique et règle ci-dessus)
Mn : +7 On le calcule, car il y a plusieurs possibilités :
N.O. Mg + 2x N.O. Mn+ 8x N.O. O = 0
B) Rechercher le N.O. de tous les atomes dans l’ion C
2
O
4
2-
.
O : - 2 (voir tableau périodique et règle ci-dessus)
C : +3** On le calcule, car il y a plusieurs possibilités :
2x N.O. C + 4x N.O. O = -2
** cette valeur n’est pas répertoriée dans le tableau périodique.
C) Rechercher le N.O. de tous les atomes dans l’ion Cr
2
O
7
2-
.
O : - 2 (voir tableau périodique et règle ci-dessus)
Cr : +6 On le calcule, car il y a plusieurs possibilités :
2x N.O. Cr + 7x N.O. O = -2
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
- 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
demi-réaction dite d’oxydation accompagne une demi-réaction dite de réduction. Il nous
faut donc d’abord définir ce que l’on entend par oxydation et réduction.
4.1 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.

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4.1.1 Rappel
Une solution aqueuse ionique contient toujours des cations et des anions dispersés et
entourés d’un nombre variable de molécules d’eau (ions libres et 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
+
4.1.2 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.
B) Dans la solution de cuivre (II), ajoutons maintenant de la limaille de fer en agitant la
solution :
Vert pâle
Bleu
Précipité verdâtre
Précipité
bleu
Clou en fer

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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+
4.1.3 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.
4.1.4 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.
4.1.5 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’inversion 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

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Le formalisme/la convention d’écriture des équations des (demi-)réactions d’oxydation et
de réduction, (ainsi que de celle de l’équation bilan (voir plus loin)) veut que les espèces
chimiques impliquées, dans ces (demi-)réactions, soient représentées en utilisant, non pas
leur charges, mais leur nombre d’oxydation.
Ainsi le cation cuivre (II) n’est pas symbolisé, dans l’équation, sous la forme Cu
2+
, mais il
est symbolisé par Cu
+2
et le cation fer (II) n’est pas symbolisé par Fe
2+
, mais par Fe
+2
.
Les espèces non ioniques sont aussi représentées avec leur nombre d’oxydation. Ainsi le
cuivre métallique est symbolisé par Cu° et le fer métallique par Fe°.
4. L’oxydant et le réducteur dans une réaction d’oxydoréduction
5.1 Définitions
Les (demi-)réactions d’oxydation et de réduction présentées précédemment ne sont
qu’une écriture commode pour mettre en évidence la perte ou le gain d’électrons.
L’expérience montre que les électrons n’existent pas en solution aqueuse.
Ainsi un atome de fer ne perd ses deux électrons que si un ion cuivre Cu
2+
est là pour
les capturer. La réaction observée est un transfert d’électrons entre le métal fer et les
ions cuivre.
La réaction englobant à la fois la (demi-)réaction d’oxydation et celle de réduction est
appelée une réaction d’oxydoréduction et son équation est obtenue en superposant les
deux (demi-)équations de manière que le nombre d’électrons perdus par le métal fer soit
égal au nombre d’électrons gagnés par les ions cuivre.
Fe° → Fe
+2
+ 2 e
-
Cu
+2
+ 2 e
-
→ Cu°
…………………………………………………………
Dans cette réaction, l’ion Cu
2+
a capturé les électrons du fer.
 On dit que a) l’ion Cu
2+
a oxydé le fer.
b) l’ion Cu
2+
est un oxydant.
c) l’ion Cu
2+
a été réduit lors de la réaction.
le fer métallique a perdu des électrons au bénéfice du cuivre.
 On dit que a) le fer métallique a réduit le Cu
2+
.
b) le fer métallique est un réducteur.
c) le fer métallique a été oxydé lors de la réaction.
Une espèce chimique (atome, ion, molécule) qui peut capturer des électrons est un
oxydant et cette espèce chimique est réduite lors de la réaction d’oxydoréduction.
Une espèce chimique (atome, ion, molécule) qui peut perdre des électrons est un
réducteur et cette espèce chimique est oxydée lors de la réaction d’oxydoréduction.