Réactions d'oxydation

Une oxydation, c'est une perte d'électrons : l'espèce qui perd des électrons (le réducteur) les donne toujours à une autre espèce qui les gagne (l'oxydant), si bien qu'oxydation et réduction se produisent toujours ensemble.

Objectifs

Définir l'oxydation, la réduction, un oxydant et un réducteur en termes d'électrons.
Écrire un couple oxydant/réducteur et sa demi-équation électronique.
Écrire l'équation-bilan d'une réaction d'oxydoréduction à partir de deux demi-équations.
Ajuster une demi-équation en milieu acide avec \(\ce{H+}\) et \(\ce{H2O}\).
Utiliser le nombre d'oxydation pour repérer l'élément oxydé et l'élément réduit.

1. Qu'est-ce qu'une oxydation ?

Notions clés

Au départ, le mot « oxydation » désignait une réaction avec le dioxygène, comme la combustion du magnésium :

\[\ce{2Mg + O2 -> 2MgO}\]

Dans l'oxyde de magnésium, le magnésium est sous forme d'ions \(\ce{Mg^2+}\) : chaque atome a perdu 2 électrons.

\[\ce{Mg -> Mg^2+ + 2e-}\]

Les chimistes ont donc élargi la définition, même sans dioxygène :

Une oxydation est une perte d'électrons.
Une réduction est un gain d'électrons.
Un réducteur est une espèce capable de céder des électrons : il subit l'oxydation.
Un oxydant est une espèce capable de capter des électrons : il subit la réduction.

Dans la transformation \(\ce{Al -> Al^3+ + 3e-}\), que subit l'aluminium ?

Une réduction, car il gagne 3 électrons
Une oxydation, car il perd 3 électrons
Rien, car les électrons ne comptent pas

Les électrons apparaissent du côté des produits : l'atome d'aluminium en perd 3. Une perte d'électrons est une oxydation, et l'aluminium joue ici le rôle de réducteur.

2. Une expérience qui montre l'échange d'électrons

Au départ, la solution est bleue à cause des ions cuivre \(\ce{Cu^2+}\).

Un dépôt rouge de cuivre métallique apparaît sur la lame : les ions \(\ce{Cu^2+}\) ont gagné des électrons, ils sont réduits.

La solution pâlit, car des ions \(\ce{Cu^2+}\) disparaissent, et des ions \(\ce{Zn^2+}\) incolores apparaissent : le zinc a perdu des électrons, il est oxydé.

On résume par deux demi-équations électroniques :

\begin{align} \ce{Zn} &\ce{-> Zn^2+ + 2e-} \quad \text{(oxydation du zinc)}\\ \ce{Cu^2+ + 2e-} &\ce{-> Cu} \quad \text{(réduction des ions cuivre)} \end{align}

En les additionnant, les électrons s'éliminent (autant de perdus que de gagnés) :

\[\ce{Zn + Cu^2+ -> Zn^2+ + Cu}\]

Dans l'expérience précédente, quelle espèce est l'oxydant ?

Le zinc \(\ce{Zn}\)
Les ions zinc \(\ce{Zn^2+}\)
Les ions cuivre \(\ce{Cu^2+}\)

L'oxydant est l'espèce qui capte des électrons. Ce sont les ions \(\ce{Cu^2+}\), qui deviennent du cuivre métallique. Le zinc, lui, est le réducteur.

3. Couples oxydant/réducteur

Un couple oxydant/réducteur, noté \(\text{Ox}/\text{Red}\), réunit deux espèces qui passent de l'une à l'autre par un échange d'électrons :

\[\text{Ox} + n\,e^- \rightleftharpoons \text{Red}\]

Exemples de couples : \(\ce{Cu^2+}/\ce{Cu}\), \(\ce{Zn^2+}/\ce{Zn}\), \(\ce{Fe^2+}/\ce{Fe}\), \(\ce{Ag+}/\ce{Ag}\), \(\ce{Fe^3+}/\ce{Fe^2+}\).

Une réaction d'oxydoréduction met toujours en jeu deux couples : l'oxydant d'un couple réagit avec le réducteur de l'autre couple.

flowchart LR
A[Reducteur 1] -- cede des electrons --> B[Oxydant 1]
C[Oxydant 2] -- capte ces electrons --> D[Reducteur 2]
A -. electrons transferes .-> C

Exemple résolu 1 : le cuivre dans une solution de nitrate d'argent

On plonge un fil de cuivre dans une solution incolore de nitrate d'argent. Des aiguilles d'argent se forment et la solution bleuit. Écris l'équation-bilan. Les couples sont \(\ce{Ag+}/\ce{Ag}\) et \(\ce{Cu^2+}/\ce{Cu}\).

Repérer qui se transforme : le cuivre métallique devient \(\ce{Cu^2+}\) (la solution bleuit), les ions \(\ce{Ag+}\) deviennent de l'argent métallique.

Oxydation du cuivre : \(\ce{Cu -> Cu^2+ + 2e-}\).

Réduction des ions argent : \(\ce{Ag+ + e- -> Ag}\). Il faut 2 électrons pour équilibrer ceux du cuivre, donc on multiplie par 2 : \(\ce{2Ag+ + 2e- -> 2Ag}\).

Addition, les électrons s'éliminent : \(\ce{Cu + 2Ag+ -> Cu^2+ + 2Ag}\). Vérification des charges : \(+2\) à gauche, \(+2\) à droite.

Quelle est la bonne écriture du couple formé par les ions fer(II) et le métal fer ?

\(\ce{Fe^2+}/\ce{Fe}\)
\(\ce{Fe}/\ce{Fe^2+}\)
\(\ce{Fe^2+}/\ce{Fe^3+}\)

L'oxydant s'écrit en premier. \(\ce{Fe^2+}\) peut capter 2 électrons pour devenir \(\ce{Fe}\) : c'est l'oxydant du couple \(\ce{Fe^2+}/\ce{Fe}\).

4. Ajuster une demi-équation en milieu acide

Quand des atomes d'oxygène interviennent, on ajuste la demi-équation dans cet ordre :

Équilibrer l'élément principal (autre que O et H).
Équilibrer l'oxygène en ajoutant des molécules \(\ce{H2O}\).
Équilibrer l'hydrogène en ajoutant des ions \(\ce{H+}\).
Équilibrer les charges en ajoutant des électrons \(e^-\).

Exemple résolu 2 : le couple \(\ce{MnO4-}/\ce{Mn^2+}\)

Cherche d'abord la demi-équation, puis l'équation de la réaction avec les ions \(\ce{Fe^2+}\) (couple \(\ce{Fe^3+}/\ce{Fe^2+}\)).

Voir la solution

Manganèse : 1 de chaque côté. Oxygène : 4 atomes à gauche, on ajoute \(\ce{4H2O}\) à droite. Hydrogène : 8 atomes à droite, on ajoute \(\ce{8H+}\) à gauche. Charges : à gauche \(-1 + 8 = +7\), à droite \(+2\), on ajoute 5 électrons à gauche :

\[\ce{MnO4- + 8H+ + 5e- -> Mn^2+ + 4H2O}\]

Oxydation des ions fer(II) : \(\ce{Fe^2+ -> Fe^3+ + e-}\), à multiplier par 5. En additionnant :

\[\ce{MnO4- + 5Fe^2+ + 8H+ -> Mn^2+ + 5Fe^3+ + 4H2O}\]

Vérification des charges : à gauche \(-1 + 10 + 8 = +17\) ; à droite \(+2 + 15 = +17\).

Pour combiner \(\ce{Al -> Al^3+ + 3e-}\) et \(\ce{Cu^2+ + 2e- -> Cu}\), par quoi faut-il multiplier chaque demi-équation ?

Par 3 la première et par 2 la seconde
Par 2 la première et par 3 la seconde
Il n'y a rien à multiplier

Il faut le même nombre d'électrons : 6. On multiplie l'oxydation de l'aluminium par 2 et la réduction du cuivre par 3, ce qui donne \(\ce{2Al + 3Cu^2+ -> 2Al^3+ + 3Cu}\).

5. Le nombre d'oxydation

Règles principales :

Un corps simple (\(\ce{Fe}\), \(\ce{O2}\), \(\ce{Cu}\)) : n.o. \(= 0\).
Un ion simple : n.o. = charge de l'ion (\(\ce{Fe^3+}\) : \(+\text{III}\)).
Dans un composé : en général \(\text{O} = -\text{II}\) et \(\text{H} = +\text{I}\).
La somme des n.o. est égale à la charge totale de l'édifice (0 pour une molécule).

Une oxydation correspond à une augmentation du n.o. ; une réduction à une diminution.

Exemple résolu 3 : le manganèse dans \(\ce{MnO4-}\)

On note \(x\) le n.o. du manganèse. Chaque oxygène vaut \(-2\), il y en a 4.

La somme doit égaler la charge de l'ion : \(x + 4 \times (-2) = -1\).

Donc \(x = -1 + 8 = +7\) : le manganèse est au n.o. \(+\text{VII}\). Dans \(\ce{Mn^2+}\), il est à \(+\text{II}\) : son n.o. diminue de 5, c'est une réduction qui met en jeu 5 électrons, comme dans la demi-équation de la partie 4.

Dans la rouille \(\ce{Fe2O3}\), quel est le nombre d'oxydation du fer ?

\(+\text{II}\)
\(0\)
\(+\text{III}\)

\(2x + 3 \times (-2) = 0\), donc \(2x = 6\) et \(x = +3\). Le fer est passé de 0 (métal) à \(+\text{III}\) : il a été oxydé, ce qui confirme que la rouille est une oxydation du fer.

Récapitulatif

Oxydation

Perte d'électrons, par exemple \(\ce{Zn -> Zn^2+ + 2e-}\).

Réduction

Gain d'électrons, par exemple \(\ce{Cu^2+ + 2e- -> Cu}\).

Oxydant / réducteur

L'oxydant capte des électrons, le réducteur en cède.

Couple Ox/Red

\(\text{Ox} + n\,e^- \rightleftharpoons \text{Red}\), oxydant écrit en premier.

Milieu acide

Équilibrer O avec \(\ce{H2O}\), H avec \(\ce{H+}\), puis les charges avec \(e^-\).

Nombre d'oxydation

Augmente lors d'une oxydation, diminue lors d'une réduction.