Réactions d'oxydoréduction

Une pile qui alimente un téléphone, un clou qui rouille, une flamme, la respiration de nos cellules : derrière ces phénomènes très différents se cache un même mécanisme, un transfert d'électrons d'une espèce chimique à une autre. Ces transformations sont modélisées par des réactions d'oxydoréduction. Ce chapitre apprend à les reconnaître à partir d'une expérience, puis à écrire leur équation de façon méthodique grâce aux demi-équations électroniques.

1. Une expérience fondatrice

1.1 Observations

On plonge une lame de zinc dans une solution bleue de sulfate de cuivre ($\text{Cu}^{2+} + \text{SO}_4^{2-}$). Après quelques minutes :

• un dépôt rouge-brun de cuivre métallique se forme sur la lame ;
• la solution se décolore progressivement : les ions $\text{Cu}^{2+}$, responsables de la couleur bleue, disparaissent ;
• un test à la soude sur la solution finale donne un précipité blanc : des ions $\text{Zn}^{2+}$ sont apparus ;
• la lame de zinc s'est amincie : du zinc métal a été consommé.

1.2 Interprétation : un transfert d'électrons

Un ion $\text{Cu}^{2+}$ devient un atome $\text{Cu}$ : il a gagné deux électrons. Un atome $\text{Zn}$ devient un ion $\text{Zn}^{2+}$ : il a perdu deux électrons. Les électrons perdus par le zinc sont exactement ceux gagnés par les ions cuivre : il y a eu transfert d'électrons du zinc vers les ions cuivre.

$\text{Cu}^{2+} + 2\,\text{e}^- \longrightarrow \text{Cu} \qquad\qquad \text{Zn} \longrightarrow \text{Zn}^{2+} + 2\,\text{e}^-$

Les électrons ne circulent pas librement dans la solution : le bilan global ne les fait pas apparaître.

$\text{Cu}^{2+} + \text{Zn} \longrightarrow \text{Cu} + \text{Zn}^{2+}$

Reconnaître un transfert d'électrons. Dès qu'un métal se transforme en ion (ou l'inverse), qu'un ion change de charge ($\text{Fe}^{2+} \to \text{Fe}^{3+}$), qu'un gaz comme $\text{H}_2$ ou $\text{O}_2$ apparaît ou disparaît, des électrons ont été échangés : la transformation est une oxydoréduction.

2. Oxydant, réducteur, couple

2.1 Définitions

Pour retenir : le réducteur donne, l'oxydant prend ; une oxydation est une perte d'électrons, une réduction est un gain.

2.2 Couple oxydant/réducteur

Un oxydant et le réducteur qui lui correspond forment un couple oxydant/réducteur, noté $\text{Ox}/\text{Red}$, oxydant toujours à gauche. Ils sont liés par la demi-équation électronique :

$\text{Ox} + n\,\text{e}^- = \text{Red}$

Le signe $=$ rappelle que la demi-équation peut être lue dans les deux sens (réduction vers la droite, oxydation vers la gauche) ; elle ne décrit pas une réaction réelle mais un échange possible.

Couples à connaître :

Une même espèce peut être l'oxydant d'un couple et le réducteur d'un autre : $\text{Fe}^{2+}$ est le réducteur du couple $\text{Fe}^{3+}/\text{Fe}^{2+}$ et l'oxydant du couple $\text{Fe}^{2+}/\text{Fe}$.

3. Écrire une demi-équation électronique

Les couples simples s'équilibrent à vue. Pour les couples faisant intervenir de l'oxygène ($\text{MnO}_4^-$, $\text{Cr}_2\text{O}_7^{2-}$, $\text{O}_2$…), on applique une méthode en cinq étapes, valable en milieu acide :

1. Écrire $\text{Ox} = \text{Red}$ et équilibrer l'élément principal (celui qui n'est ni O ni H).
2. Équilibrer l'oxygène avec des molécules d'eau $\text{H}_2\text{O}$.
3. Équilibrer l'hydrogène avec des ions hydrogène $\text{H}^+$.
4. Équilibrer les charges avec des électrons $\text{e}^-$, toujours du côté de l'oxydant.
5. Vérifier : mêmes atomes et même charge totale de chaque côté.

Exemple détaillé : le couple $\text{MnO}_4^-/\text{Mn}^{2+}$.

Autre exemple : $\text{O}_2/\text{H}_2\text{O}$. $\text{O}_2 = 2\,\text{H}_2\text{O}$ (oxygène), puis $\text{O}_2 + 4\,\text{H}^+ = 2\,\text{H}_2\text{O}$ (hydrogène), puis $\text{O}_2 + 4\,\text{H}^+ + 4\,\text{e}^- = 2\,\text{H}_2\text{O}$ (charges : $+4$ à gauche, $0$ à droite).

4. Écrire l'équation d'une réaction d'oxydoréduction

Une réaction d'oxydoréduction met en jeu l'oxydant d'un couple et le réducteur d'un autre couple. Les électrons cédés par le réducteur sont captés par l'oxydant : ils n'apparaissent jamais dans l'équation finale.

Méthode.

1. Écrire la demi-équation de chaque couple, dans le sens où elle se produit : réduction pour l'oxydant ($\text{Ox}_1 + n_1\,\text{e}^- \to \text{Red}_1$), oxydation pour le réducteur ($\text{Red}_2 \to \text{Ox}_2 + n_2\,\text{e}^-$).
2. Multiplier chaque demi-équation par un entier pour que le nombre d'électrons soit le même dans les deux.
3. Additionner membre à membre et simplifier les électrons (et les éventuels $\text{H}^+$ ou $\text{H}_2\text{O}$ présents des deux côtés).
4. Vérifier la conservation des éléments et des charges.

Exemple : ions permanganate et ions fer(II) (couples $\text{MnO}_4^-/\text{Mn}^{2+}$ et $\text{Fe}^{3+}/\text{Fe}^{2+}$).

$\begin{aligned} \text{MnO}_4^- + 8\,\text{H}^+ + 5\,\text{e}^- &\to \text{Mn}^{2+} + 4\,\text{H}_2\text{O} &&(\times 1) \\ \text{Fe}^{2+} &\to \text{Fe}^{3+} + \text{e}^- &&(\times 5) \end{aligned}$

$\text{MnO}_4^- + 8\,\text{H}^+ + 5\,\text{Fe}^{2+} \longrightarrow \text{Mn}^{2+} + 4\,\text{H}_2\text{O} + 5\,\text{Fe}^{3+}$

Contrôle : $1$ Mn, $4$ O, $8$ H, $5$ Fe ; charge $-1 + 8 + 10 = +17$ à gauche, $+2 + 15 = +17$ à droite. Observation : la couleur violette des ions permanganate disparaît, la solution prend la teinte rouille des ions $\text{Fe}^{3+}$.

Le sens de la flèche. Une équation d'oxydoréduction s'écrit avec une flèche $\to$ : elle décrit une transformation réelle, de l'état initial vers l'état final, contrairement aux demi-équations écrites avec $=$.

5. Exemple résolu pas à pas

Énoncé. On plonge un fil de cuivre dans $50{,}0$ mL d'une solution de nitrate d'argent ($\text{Ag}^+ + \text{NO}_3^-$) à $0{,}10$ mol·L⁻¹. Le fil se couvre d'un dépôt gris argenté et la solution bleuit. Couples : $\text{Ag}^+/\text{Ag}$ et $\text{Cu}^{2+}/\text{Cu}$ ; $M(\text{Ag}) = 107{,}9$ g·mol⁻¹.

a) Interpréter les observations. b) Écrire les demi-équations et l'équation de la réaction. c) Le cuivre étant en excès, calculer la masse d'argent déposée et la quantité d'ions cuivre formée.

Résolution.

a) Le dépôt gris est de l'argent métallique : les ions $\text{Ag}^+$ ont été réduits. La coloration bleue signale l'apparition d'ions $\text{Cu}^{2+}$ : le cuivre a été oxydé. Les électrons sont passés du cuivre aux ions argent.

b) $\text{Ag}^+ + \text{e}^- \to \text{Ag}$ ($\times 2$) ; $\text{Cu} \to \text{Cu}^{2+} + 2\,\text{e}^-$ ($\times 1$). Équation : $2\,\text{Ag}^+ + \text{Cu} \longrightarrow 2\,\text{Ag} + \text{Cu}^{2+}$. Contrôle : $2$ Ag, $1$ Cu, charge $+2$ de chaque côté.

c) $n(\text{Ag}^+) = C V = 0{,}10 \times 50{,}0 \times 10^{-3} = 5{,}0 \times 10^{-3}$ mol. D'après l'équation, il se forme autant d'atomes d'argent que d'ions $\text{Ag}^+$ consommés : $n(\text{Ag}) = 5{,}0 \times 10^{-3}$ mol, soit $m = n M = 5{,}0 \times 10^{-3} \times 107{,}9 = 0{,}54$ g. Deux ions $\text{Ag}^+$ donnent un ion $\text{Cu}^{2+}$ : $n(\text{Cu}^{2+}) = 2{,}5 \times 10^{-3}$ mol.

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🎯 Rédiger une équation d'oxydoréduction. Écrire d'abord les deux demi-équations avec leurs couples, indiquer les coefficients multiplicateurs, additionner, puis contrôler les éléments et les charges. Les électrons ne doivent pas figurer dans l'équation finale : si c'est le cas, les multiplications sont fausses.

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📌 À retenir

1. Une oxydoréduction est un transfert d'électrons : le réducteur cède des électrons (il est oxydé), l'oxydant les capte (il est réduit).
2. Couple $\text{Ox}/\text{Red}$, demi-équation $\text{Ox} + n\,\text{e}^- = \text{Red}$.
3. Méthode en milieu acide : élément principal, puis O avec $\text{H}_2\text{O}$, H avec $\text{H}^+$, charges avec $\text{e}^-$, vérification.
4. Équation de la réaction : demi-équations dans le bon sens, même nombre d'électrons, addition, simplification, contrôle des atomes et des charges.
5. Indices expérimentaux : dépôt métallique, disparition ou apparition d'une couleur, dégagement gazeux, tests d'ions.