Au programme de ce chapitre
- I. Un échange d'électrons
- II. Le nombre d'oxydation
- III. Reconnaitre une réaction rédox
- Savoir-faire
- Exercices types corrigés
- Teste-toi — vrai ou faux ?
- Pièges fréquents et astuces
- À retenir
La définition à retenir
Définition
- Une oxydation est une perte d'électrons : Zn → Zn2+ + 2 e−.
- Une réduction est un gain d'électrons : Cu2+ + 2 e− → Cu.
- Un réducteur est une espèce qui cède des électrons (il est oxydé) ; un oxydant est une espèce qui capte des électrons (il est réduit).
- Un oxydant et le réducteur correspondant forment un couple oxydant/réducteur (ox/red) : Cu2+/Cu, Zn2+/Zn, Fe3+/Fe2+, Ag+/Ag, H+/H2.
Un exemple corrigé
Exemple On plonge une lame de zinc dans une solution bleue de sulfate de cuivre. Après quelques minutes, un dépôt rouge de cuivre recouvre le zinc et la solution se décolore.
Zn → Zn2+ + 2 e− (oxydation du zinc, le réducteur)
Cu2+ + 2 e− → Cu (réduction des ions cuivre, l'oxydant)
Bilan : Zn + Cu2+ → Zn2+ + Cu. Les électrons n'apparaissent pas dans le bilan : tous ceux cédés par le zinc sont captés par Cu2+.
Zn → Zn2+ + 2 e− (oxydation du zinc, le réducteur)
Cu2+ + 2 e− → Cu (réduction des ions cuivre, l'oxydant)
Bilan : Zn + Cu2+ → Zn2+ + Cu. Les électrons n'apparaissent pas dans le bilan : tous ceux cédés par le zinc sont captés par Cu2+.
Lexique
- oxydation
- perte d'électrons, augmentation du nombre d'oxydation
- réduction
- gain d'électrons, diminution du nombre d'oxydation
- oxydant
- espèce qui capte des électrons
- réducteur
- espèce qui cède des électrons
- nombre d'oxydation
- charge fictive attribuée à un atome selon des règles fixes
Les erreurs fréquentes à éviter
Piège — croire que l'oxydation est toujours un gain d'oxygène. Le fer(II) devient fer(III) par la perte d'un électron : Fe2+ → Fe3+ + e−, sans aucun oxygène en jeu. La définition à retenir est la perte d'électrons, donc l'augmentation du nombre d'oxydation.
Piège — oublier de multiplier par le nombre d'atomes. Dans S2O32−, il y a deux atomes de soufre : 2x + 3 × (−2) = −2 donne x = +II. Si on oublie le « 2 », on trouve +IV, qui est faux.
Attention Toutes les réactions ne sont pas des oxydoréductions. Dans une réaction acide-base (HCl + NaOH) ou une précipitation (Ag+ + Cl− → AgCl), aucun n.o. ne change : il n'y a pas d'échange d'électrons. Pour trancher, calcule les n.o. avant et après.
L'astuce du prof
Astuce Un moyen mnémotechnique : « le réducteur perd, l'oxydant gagne ». Et attention au paradoxe : le réducteur est oxydé, l'oxydant est réduit.
Exercices corrigés
Cherche d'abord seul, puis ouvre la correction.
Exercice 1 — Calculer des nombres d'oxydation
Calcule le nombre d'oxydation : a) du soufre dans SO2 et dans SO3 ; b) du chlore dans HClO et dans ClO4− ; c) du carbone dans CH3OH et dans HCOOH. Quelle transformation voit-on entre ces deux derniers composés ?
Voir la correction
Je pose x pour l'atome cherché. a) SO2 : x + 2 × (−2) = 0, donc x = +IV. SO3 : x + 3 × (−2) = 0, donc x = +VI. b) HClO : (+1) + x + (−2) = 0, donc x = +I. ClO4− : x + 4 × (−2) = −1, donc x = +VII. c) CH3OH : x + 4 × (+1) + (−2) = 0, donc x = −II. HCOOH : 2 × (+1) + x + 2 × (−2) = 0, donc x = +II. Le carbone passe de −II à +II : il est oxydé.
Exercice 2 — Cuivre et ions argent
On plonge un fil de cuivre dans une solution de nitrate d'argent : un dépôt gris d'argent apparait et la solution se colore en bleu. a) Écris les deux demi-équations. b) Écris le bilan. c) Quel est le réducteur ? l'oxydant ?
Voir la correction
Observons les espèces. a) Le cuivre perd des électrons : Cu → Cu2+ + 2 e− (oxydation). Les ions argent en gagnent : Ag+ + e− → Ag (réduction). b) Pour égaliser les électrons, on double la seconde demi-équation : Cu + 2 Ag+ → Cu2+ + 2 Ag. c) Le cuivre est le réducteur (il est oxydé) et l'ion Ag+ est l'oxydant (il est réduit).