Comprendre les couples oxydant/réducteur, écrire les demi-équations électroniques et déterminer qui cède ou capture des électrons.

Réactions d'oxydo-réduction — Couples redox (niveau 1ère)

Durée estimée : 20–30 minutes. Objectif : savoir déterminer les couples, écrire des demi-équations et équilibrer par transfert d'électrons.

Objectifs

Savoir définir oxydation et réduction.
Identifier les couples redox et les agents oxydant/réducteur.
Écrire les demi-équations électroniques et combiner pour obtenir l'équation globale.

Question de vérification : Dans la réaction \(\ce{Zn + Cu^{2+} -> Zn^{2+} + Cu}\), quel est l'agent oxydant ?

\(\ce{Cu^{2+}}\)
\(\ce{Zn}\)
\(\ce{Zn^{2+}}\)

L'ion \(\ce{Cu^{2+}}\) capte des électrons (se réduit) : c'est l'oxydant.

Notions clés

1. Définition

Oxydation : perte d'électrons. Ex. demi-équation : \(\ce{Zn -> Zn^{2+} + 2e^-}\).

Réduction : gain d'électrons. Ex. demi-équation : \(\ce{Cu^{2+} + 2e^- -> Cu}\).

2. Couple redox

On note un couple sous la forme \(\text{ox}/\text{red}\), par exemple \(\ce{Cu^{2+}}/\ce{Cu}\) ; l'oxydant est l'espèce oxydée du couple (ici \(\ce{Cu^{2+}}\)), le réducteur est l'espèce réduite (ici \(\ce{Cu}\)).

3. Méthode pour écrire l'équation globale

Identifier les espèces oxydées et réduites (changer de nombre d'oxydation).
Écrire les deux demi-équations électroniques (une oxydation, une réduction).
Multiplier si nécessaire pour égaliser le nombre d'électrons transférés.
Additionner et simplifier pour obtenir l'équation globale.

Quel couple correspond à l'oxydant dans \(\ce{Fe^{2+} + MnO4^- -> Fe^{3+} + Mn^{2+}}\) (sans équilibrer O/H) ?

\(\ce{Fe^{3+}/Fe^{2+}}\)
\(\ce{MnO4^- / Mn^{2+}}\)
Impossible à dire sans équation complète

Le permanganate \(\ce{MnO4^-}\) se réduit en \(\ce{Mn^{2+}}\), donc c'est l'oxydant ; il capte des électrons.

Schéma : pile simple (visualiser les transferts d'électrons)

Dans une pile Zn/Cu, le zinc s'oxyde (cède des électrons) et le cuivre se réduit (capte des électrons).

Exemples résolus

Exemple 1 — Équation globale simple

Équation à traiter : \(\ce{Zn + Cu^{2+} -> Zn^{2+} + Cu}\). Cherchez d'abord.

Voir la solution

Étape 1 : Écrire les demi-équations. Oxydation : \(\ce{Zn -> Zn^{2+} + 2e^-}\). Réduction : \(\ce{Cu^{2+} + 2e^- -> Cu}\).

Étape 2 : Les électrons s'équilibrent (2 et 2), donc on additionne directement :

Étape 3 : Addition des demi-équations donne \(\ce{Zn + Cu^{2+} -> Zn^{2+} + Cu}\) (déjà équilibrée en charges et atomes).

Conclusion : Zn est le réducteur (se détruit), \(\ce{Cu^{2+}}\) est l'oxydant (se réduit).

Exemple 2 — Identifier oxydant et réducteur

Réaction : \(\ce{2Fe^{2+} + Cl2 -> 2Fe^{3+} + 2Cl^-}\). Cherchez d'abord.

Étape 1 : Observer les changements d'oxydation : \(\ce{Fe^{2+} -> Fe^{3+}}\) (perte d'un électron par Fe), \(\ce{Cl2 -> 2Cl^-}\) (chaque Cl gagne 1 e-, \(Cl2\) capte 2 e- au total).

Étape 2 : Demi-équations : \(\ce{Fe^{2+} -> Fe^{3+} + e^-}\) et \(\ce{Cl2 + 2e^- -> 2Cl^-}\).

Étape 3 : Multiplier la demi-équation du fer par 2 pour équilibrer les électrons : \(2\,\ce{Fe^{2+} -> 2Fe^{3+} + 2e^-}\). Additionner avec la demi-équation du chlore donne l'équation globale proposée.

Conclusion : \(\ce{Cl2}\) est l'oxydant (il se réduit), \(\ce{Fe^{2+}}\) est le réducteur (il s'oxyde).

Question : Dans l'exemple 2, combien d'électrons sont transférés au total ?

1
2
2 par molécule de Cl2, donc 2 au total (correct)

Chaque \(\ce{Fe^{2+}}\) perd 1 e- et il y a 2 Fe, donc 2 e- transférés au total, captés par \(\ce{Cl2}\).

Erreurs fréquentes

Autres pièges : oublier d'équilibrer les électrons, équilibrer d'abord les atomes puis les charges ; négliger l'état d'oxydation des ions polyatomiques.

Vrai ou faux : Si une espèce gagne de l'oxygène, elle est toujours réduite.

Vrai
Faux
Parfois

Faux : gagner de l'oxygène peut correspondre à une oxydation si cela s'accompagne d'une perte d'électrons. La définition correcte est basée sur le transfert d'électrons.

Récapitulatif rapide

Oxydation = perte d'électrons. Réduction = gain d'électrons.
Chercher les changements de nombre d'oxydation pour repérer les demi-équations.
Équilibrer les électrons avant d'additionner les demi-équations.

Couple

Noté ox/red, ex. \(\ce{Cu^{2+}}/\ce{Cu}\)

Oxydant

Espèce qui capte des électrons (se réduit)

Réducteur

Espèce qui cède des électrons (s'oxyde)

Demi-équation

Écrire séparément oxydation et réduction avec les e^-