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Réactions d'oxydoréduction — Résumé de cours

1ère Année Collège — AtlasPC.ma

Cours complet

Contenu du cours

1. Oxydants et réducteurs

Un réducteur est une espèce chimique capable de céder un ou plusieurs électrons. Un oxydant est une espèce chimique capable de capter un ou plusieurs électrons. Le cuivre métallique $C u$ est un réducteur car il peut céder deux électrons : $C u \to C u^{2 +} + 2 e^{-}$ . L'ion cuivre(II) $C u^{2 +}$ est un oxydant car il peut capter deux électrons pour redonner du cuivre métallique.

2. Couple oxydant/réducteur

Un oxydant $O x$ et le réducteur $R e d$ qui lui correspond forment un couple oxydant/réducteur, noté $O x / R e d$ , relié par la demi-équation électronique $O x + n e^{-} ⇌ R e d$ . Exemples de couples usuels : $C u^{2 +} / C u$ , $Z n^{2 +} / Z n$ , $F e^{3 +} / F e^{2 +}$ , $H^{+} / H_{2}$ et $M n O_{4}^{-} / M n^{2 +}$ .

3. Demi-équation électronique

La demi-équation électronique d'un couple $O x / R e d$ traduit l'échange d'électrons : $O x + n e^{-} ⇌ R e d$ . Pour les couples faisant intervenir l'oxygène et l'hydrogène, comme $M n O_{4}^{-} / M n^{2 +}$ , on équilibre successivement l'élément principal, l'oxygène à l'aide de molécules d'eau $H_{2} O$ , l'hydrogène à l'aide d'ions $H^{+}$ , puis les charges électriques à l'aide d'électrons $e^{-}$ .

4. Réaction d'oxydoréduction

Une réaction d'oxydoréduction est un transfert direct d'électrons entre le réducteur $R e d_{1}$ d'un couple $O x_{1} / R e d_{1}$ et l'oxydant $O x_{2}$ d'un autre couple $O x_{2} / R e d_{2}$ . Le réducteur $R e d_{1}$ est oxydé : il perd des électrons. L'oxydant $O x_{2}$ est réduit : il gagne des électrons. Aucun électron libre n'apparaît dans l'équation-bilan finale, car ils sont totalement transférés d'une espèce à l'autre.

5. Équation-bilan d'oxydoréduction

Pour écrire l'équation-bilan, on combine les deux demi-équations électroniques en les multipliant chacune par un coefficient, de façon à ce que le nombre d'électrons cédés soit égal au nombre d'électrons captés, puis on les additionne en éliminant les électrons. Exemple avec les couples $Z n^{2 +} / Z n$ et $C u^{2 +} / C u$ : $Z n \to Z n^{2 +} + 2 e^{-}$ et $C u^{2 +} + 2 e^{-} \to C u$ , d'où l'équation-bilan $Z n + C u^{2 +} \to Z n^{2 +} + C u$ .

6. Nombre d'oxydation

Le nombre d'oxydation (n.o.) d'un élément traduit son état d'oxydation au sein d'une espèce chimique. Règles simplifiées : le n.o. d'un élément à l'état simple est nul ; le n.o. d'un ion monoatomique est égal à sa charge ; dans la plupart des composés, $O$ a pour n.o. $- I I$ et $H$ a pour n.o. $+ I$ ; la somme des n.o. dans une molécule neutre est nulle, et dans un ion elle est égale à la charge de l'ion.

7. Oxydation, réduction et applications

Une oxydation correspond à une augmentation du nombre d'oxydation, c'est-à-dire à une perte d'électrons. Une réduction correspond à une diminution du nombre d'oxydation, c'est-à-dire à un gain d'électrons. Les réactions d'oxydoréduction interviennent dans de nombreuses applications : piles électrochimiques, corrosion des métaux, et dosages redox comme celui des ions $F e^{2 +}$ par les ions permanganate $M n O_{4}^{-}$ .

📈 Figure clé

Exemple résolu 1 : Réaction entre le zinc et les ions cuivre(II)

On plonge une lame de zinc dans une solution de sulfate de cuivre(II) $(C u^{2 +} + S O_{4}^{2 -})$ . On observe un dépôt rougeâtre de cuivre sur la lame et la disparition progressive de la couleur bleue de la solution.

Couples en présence : $Z n^{2 +} / Z n$ et $C u^{2 +} / C u$ .

Demi-équations : $Z n \to Z n^{2 +} + 2 e^{-}$ (oxydation, $Z n$ est le réducteur) et $C u^{2 +} + 2 e^{-} \to C u$ (réduction, $C u^{2 +}$ est l'oxydant).

Équation-bilan : $Z n + C u^{2 +} \to Z n^{2 +} + C u$ .

Exemple résolu 2 : Dosage des ions fer(II) par les ions permanganate

On verse progressivement une solution de permanganate de potassium, violette, contenant les ions $M n O_{4}^{-}$ , dans une solution acidifiée d'ions $F e^{2 +}$ .

Couples en présence : $M n O_{4}^{-} / M n^{2 +}$ et $F e^{3 +} / F e^{2 +}$ .

Demi-équations : $M n O_{4}^{-} + 8 H^{+} + 5 e^{-} \to M n^{2 +} + 4 H_{2} O$ et, multipliée par 5, $5 F e^{2 +} \to 5 F e^{3 +} + 5 e^{-}$ .

Équation-bilan : $M n O_{4}^{-} + 8 H^{+} + 5 F e^{2 +} \to M n^{2 +} + 4 H_{2} O + 5 F e^{3 +}$ . La disparition de la couleur violette du permanganate au fur et à mesure de l'ajout, puis sa persistance durable, marque l'équivalence du dosage.

🔑 Formules clés à retenir

Formules essentielles

Réducteur : espèce qui cède des électrons, $R e d \to O x + n e^{-}$
Oxydant : espèce qui capte des électrons, $O x + n e^{-} \to R e d$
Couple oxydant/réducteur : $O x / R e d$ , relié par $O x + n e^{-} ⇌ R e d$
Couples usuels : $C u^{2 +} / C u$ , $Z n^{2 +} / Z n$ , $F e^{3 +} / F e^{2 +}$ , $H^{+} / H_{2}$ , $M n O_{4}^{-} / M n^{2 +}$ , $C r_{2} O_{7}^{2 -} / C r^{3 +}$ , $I_{2} / I^{-}$
Demi-équation avec oxygène : $M n O_{4}^{-} + 8 H^{+} + 5 e^{-} \to M n^{2 +} + 4 H_{2} O$
Équation-bilan : addition des deux demi-équations après avoir égalisé le nombre d'électrons échangés ; les électrons n'apparaissent jamais dans le résultat final
n.o. d'un élément à l'état simple : $0$
n.o. d'un ion monoatomique : égal à sa charge
n.o. de $O$ : $- I I$ (sauf peroxydes : $- I$ )
n.o. de $H$ : $+ I$ (sauf hydrures métalliques : $- I$ )
Somme des n.o. dans une espèce neutre : $0$ ; dans un ion : égale à la charge de l'ion
Oxydation : augmentation du n.o. (perte d'électrons)
Réduction : diminution du n.o. (gain d'électrons)
À l'équivalence d'un dosage redox, les réactifs sont introduits dans les proportions stœchiométriques de l'équation-bilan

⚠️

Astuces & Pièges à éviter

Les erreurs classiques — à lire avant les exercices !

Pièges fréquents à éviter

Confondre oxydant et réducteur : l'oxydant capte des électrons et se réduit ; le réducteur cède des électrons et s'oxyde. Retenir : « Cède = Réducteur, Capte = Oxydant ».
Ne pas respecter l'ordre d'équilibrage d'une demi-équation : élément principal, puis oxygène avec $H_{2} O$ , puis hydrogène avec $H^{+}$ , et seulement en dernier les électrons.
Laisser des électrons dans l'équation-bilan finale : ils doivent toujours se simplifier complètement après addition des deux demi-équations.
Confondre nombre d'oxydation et charge globale : le n.o. concerne un élément particulier au sein d'une espèce, ce n'est pas la charge totale de l'espèce, sauf pour un ion monoatomique.
Inverser le sens de variation : une augmentation du n.o. correspond à une oxydation (perte d'électrons), une diminution à une réduction (gain d'électrons).
Oublier de vérifier la conservation des éléments et de la charge électrique globale de part et d'autre de l'équation-bilan avant de conclure.

Réactions d'oxydoréduction — Fiche d'exercices

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3 exercices • Lis l'énoncé, écris ta réponse, puis vérifie la correction

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Exercices Faciles

1 exercices

Réaction entre le zinc et les ions cuivre(II)

Facile

Énoncé

On plonge une lame de zinc métallique dans un bécher contenant une solution de sulfate de cuivre(II) $(C u^{2 +} + S O_{4}^{2 -})$ .

1. Identifier les deux couples oxydant/réducteur mis en jeu.

2. Écrire les deux demi-équations électroniques.

3. En déduire l'équation-bilan de la réaction d'oxydoréduction.

4. Préciser quelle espèce joue le rôle d'oxydant et laquelle joue le rôle de réducteur.

Ma réponse

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Exercices Intermédiaires

1 exercices

Réaction entre les ions dichromate et les ions iodure

Intermédiaire

Énoncé

On mélange, en milieu acide, une solution de dichromate de potassium contenant les ions $C r_{2} O_{7}^{2 -}$ avec une solution d'iodure de potassium contenant les ions $I^{-}$ . Les couples oxydant/réducteur mis en jeu sont $C r_{2} O_{7}^{2 -} / C r^{3 +}$ et $I_{2} / I^{-}$ .

1. Écrire la demi-équation électronique du couple $C r_{2} O_{7}^{2 -} / C r^{3 +}$ , sachant qu'elle fait intervenir 6 électrons.

2. Écrire la demi-équation électronique du couple $I_{2} / I^{-}$ .

3. En déduire l'équation-bilan de la réaction.

4. Déterminer le nombre d'oxydation du chrome dans $C r_{2} O_{7}^{2 -}$ et dans $C r^{3 +}$ , et vérifier la cohérence avec le nombre d'électrons échangés.

Ma réponse

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Exercices Difficiles

1 exercices

Dosage des ions fer(II) par une solution de permanganate de potassium

Difficile

Énoncé

On souhaite déterminer la concentration molaire $C_{1}$ d'une solution de sulfate de fer(II) $(F e^{2 +} + S O_{4}^{2 -})$ . On prélève un volume $V_{1} = 20 mL$ de cette solution, que l'on acidifie, puis on y verse progressivement une solution de permanganate de potassium de concentration $C_{2} = 2, 0 \times 1 0^{- 2} mol/L$ . L'équivalence du dosage est repérée pour un volume versé $V_{2 E} = 16 mL$ .

1. Écrire les demi-équations électroniques des couples $M n O_{4}^{-} / M n^{2 +}$ et $F e^{3 +} / F e^{2 +}$ , puis l'équation-bilan de la réaction de dosage.

2. Comment repère-t-on expérimentalement l'équivalence de ce dosage ?

3. Établir la relation entre les quantités de matière à l'équivalence.

4. Calculer la concentration molaire $C_{1}$ de la solution de fer(II).

5. Déterminer le nombre d'oxydation du manganèse dans $M n O_{4}^{-}$ et dans $M n^{2 +}$ , et vérifier la cohérence avec le nombre d'électrons échangés dans la demi-équation.

Ma réponse

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Correction détaillée

Exercices supplémentaires

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Réactions d'oxydoréduction

Réactions d'oxydoréduction — Résumé de cours

Cours complet

Contenu du cours

1. Oxydants et réducteurs

2. Couple oxydant/réducteur

3. Demi-équation électronique

4. Réaction d'oxydoréduction

5. Équation-bilan d'oxydoréduction

6. Nombre d'oxydation

7. Oxydation, réduction et applications

📈 Figure clé

Exemple résolu 1 : Réaction entre le zinc et les ions cuivre(II)

Exemple résolu 2 : Dosage des ions fer(II) par les ions permanganate

🔑 Formules clés à retenir

Formules essentielles

Astuces & Pièges à éviter

Pièges fréquents à éviter

Méthodes types

Méthode 1 : Écrire une demi-équation électronique

Méthode 2 : Équilibrer une équation-bilan d'oxydoréduction

Méthode 3 : Déterminer un nombre d'oxydation et identifier oxydant/réducteur

Réactions d'oxydoréduction — Fiche d'exercices

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Exercices Faciles

Réaction entre le zinc et les ions cuivre(II)

Exercices Intermédiaires

Réaction entre les ions dichromate et les ions iodure

Exercices Difficiles

Dosage des ions fer(II) par une solution de permanganate de potassium

Exercices supplémentaires

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2. Couple oxydant/réducteur

3. Demi-équation électronique

4. Réaction d'oxydoréduction

5. Équation-bilan d'oxydoréduction

6. Nombre d'oxydation

7. Oxydation, réduction et applications

📈 Figure clé

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Exemple résolu 2 : Dosage des ions fer(II) par les ions permanganate

🔑 Formules clés à retenir

Formules essentielles

Astuces & Pièges à éviter

Pièges fréquents à éviter

Méthodes types

Méthode 1 : Écrire une demi-équation électronique

Méthode 2 : Équilibrer une équation-bilan d'oxydoréduction

Méthode 3 : Déterminer un nombre d'oxydation et identifier oxydant/réducteur

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