La réduction des oxydes métalliques

Réduire un oxyde métallique, c'est lui « arracher » son oxygène avec un réducteur plus avide d'oxygène que le métal (carbone, monoxyde de carbone, dihydrogène, aluminium) : c'est ainsi qu'on obtient le cuivre ou le fer à partir de leurs minerais.

Objectifs

Définir un oxyde métallique, une réduction et une oxydation au sens de l'oxygène et au sens des électrons.
Écrire et équilibrer l'équation de la réduction d'un oxyde par le carbone, le monoxyde de carbone, le dihydrogène ou l'aluminium.
Identifier l'oxydant et le réducteur et justifier par les nombres d'oxydation.
Exploiter une équation pour calculer des quantités de matière et des masses.
Comprendre le principe du haut fourneau et de l'aluminothermie.

1. Les oxydes métalliques et leur réduction

Un oxyde métallique est un composé formé d'un métal et d'oxygène. Exemples : l'oxyde de cuivre(II) \(\ce{CuO}\) (poudre noire), l'oxyde de fer(III) \(\ce{Fe2O3}\) (principal constituant de l'hématite), l'oxyde de fer magnétique \(\ce{Fe3O4}\), l'alumine \(\ce{Al2O3}\) (dans la bauxite). On le modélise par un cristal ionique : \(\ce{CuO}\) contient des ions \(\ce{Cu^2+}\) et \(\ce{O^2-}\).

La réduction d'un oxyde métallique est la transformation qui lui retire son oxygène pour donner le métal. Elle nécessite un réducteur, une espèce qui capte l'oxygène.

Pour l'oxyde de cuivre, l'ion cuivre gagne des électrons et devient du cuivre métal :

\[\ce{Cu^2+ + 2e- -> Cu} \qquad \text{(réduction)}\]

Ces électrons sont cédés par le réducteur, qui est donc oxydé en même temps : réduction et oxydation vont toujours ensemble, c'est une réaction d'oxydoréduction.

Dans la transformation \(\ce{Fe^3+ + 3e- -> Fe}\), l'ion fer(III) :

est oxydé, car il perd des électrons
est réduit, car il gagne des électrons
n'échange pas d'électrons

Une réduction est un gain d'électrons : l'ion \(\ce{Fe^3+}\) capte 3 électrons et devient du fer métal.

2. Réduire l'oxyde de cuivre par le carbone : l'expérience

On mélange de l'oxyde de cuivre(II) noir et de la poudre de carbone dans un tube à essai, que l'on chauffe fortement. Le gaz formé barbote dans de l'eau de chaux.

Étape 1 : on place dans le tube un mélange de poudre noire d'oxyde de cuivre(II) et de carbone.

Étape 2 : on chauffe fortement le mélange : la réaction ne démarre qu'à haute température.

Étape 3 : un gaz se dégage et trouble l'eau de chaux : c'est du dioxyde de carbone.

Étape 4 : après refroidissement, le tube contient un solide rouge-orangé brillant : du cuivre métallique.

L'équation de la réaction est :

\[\ce{2CuO + C -> 2Cu + CO2}\]

L'oxyde de cuivre a perdu son oxygène : il est réduit. Le carbone a gagné de l'oxygène : il est oxydé. Le carbone est le réducteur, l'oxyde de cuivre est l'oxydant.

Le suivi par les nombres d'oxydation

Le nombre d'oxydation (n.o.) d'un élément diminue quand il est réduit et augmente quand il est oxydé. L'oxygène vaut \(-\text{II}\) dans les oxydes, et un corps simple vaut \(0\).

\[\begin{align} \text{Cuivre : } & +\text{II} \text{ dans } \ce{CuO} \;\longrightarrow\; 0 \text{ dans } \ce{Cu} \quad \text{(diminue : réduction)}\\ \text{Carbone : } & 0 \text{ dans } \ce{C} \;\longrightarrow\; +\text{IV} \text{ dans } \ce{CO2} \quad \text{(augmente : oxydation)} \end{align}\]

Bilan des électrons : 2 atomes de cuivre gagnent chacun 2 électrons (4 en tout) et l'atome de carbone en perd 4 : les échanges se compensent, l'équation est bien équilibrée.

Dans la réaction \(\ce{CuO + H2 -> Cu + H2O}\), quel est le réducteur ?

Le dihydrogène \(\ce{H2}\)
L'oxyde de cuivre \(\ce{CuO}\)
Le cuivre \(\ce{Cu}\)
L'eau \(\ce{H2O}\)

\(\ce{H2}\) capte l'oxygène de l'oxyde pour former de l'eau : il est oxydé (n.o. de H : \(0 \to +\text{I}\)), c'est donc le réducteur.

3. Les autres réducteurs et les applications industrielles

Le haut fourneau : le monoxyde de carbone comme réducteur

Dans un haut fourneau, on introduit par le haut du minerai de fer et du coke (presque du carbone pur), et on souffle de l'air chaud par le bas. Le vrai réducteur est surtout le monoxyde de carbone \(\ce{CO}\) formé dans le fourneau.

flowchart TD
A[Coke brule dans l air chaud] --> B[Dioxyde de carbone]
B --> C[Reagit avec le coke]
C --> D[Monoxyde de carbone]
D --> E[Reduit l oxyde de fer]
E --> F[Fonte liquide recueillie en bas]

\[\begin{align} \ce{C + O2} &\ce{-> CO2}\\ \ce{CO2 + C} &\ce{-> 2CO}\\ \ce{Fe2O3 + 3CO} &\ce{-> 2Fe + 3CO2} \end{align}\]

L'aluminothermie : l'aluminium comme réducteur

L'aluminium est encore plus avide d'oxygène que le fer. Un mélange de poudre d'aluminium et d'oxyde de fer, une fois allumé, réagit violemment en produisant du fer liquide, utilisé par exemple pour souder des rails :

\[\ce{Fe2O3 + 2Al -> Al2O3 + 2Fe}\]

Une règle de classement

Un élément ne peut réduire l'oxyde d'un métal que s'il est plus avide d'oxygène que ce métal. On peut classer :

\[\ce{Al} \;>\; \ce{C} \text{ (à haute température)} \;>\; \ce{Fe} \;>\; \ce{Cu}\]

Le carbone réduit facilement \(\ce{CuO}\) et, à haute température, les oxydes de fer, mais pas l'alumine dans un four ordinaire. Pour obtenir l'aluminium à partir de la bauxite (dont la Guinée est un grand producteur), on utilise une autre méthode : l'électrolyse de l'alumine fondue, qui fournit les électrons grâce au courant électrique.

Exemple résolu 1 : équilibrer une équation

Équilibre la réduction de l'oxyde de fer magnétique par le monoxyde de carbone : \(\ce{Fe3O4 + CO -> Fe + CO2}\). Cherche d'abord !

Étape 1 : \(\ce{Fe3O4}\) contient 4 atomes d'oxygène ; chaque \(\ce{CO}\) en capte un : il faut 4 \(\ce{CO}\), qui donnent 4 \(\ce{CO2}\).

Étape 2 : il y a 3 atomes de fer à gauche, donc 3 \(\ce{Fe}\) à droite.

Étape 3 : \(\ce{Fe3O4 + 4CO -> 3Fe + 4CO2}\).

Vérification : à gauche, \(\text{O} = 4 + 4 = 8\) et \(\text{C} = 4\) ; à droite, \(\text{O} = 4 \times 2 = 8\) et \(\text{C} = 4\). L'équation est équilibrée.

Quelle équation est correctement équilibrée ?

\(\ce{Fe2O3 + C -> 2Fe + CO2}\)
\(\ce{Fe2O3 + 2CO -> 2Fe + 2CO2}\)
\(\ce{2Fe2O3 + 3C -> 4Fe + 3CO2}\)

À gauche : 4 Fe, 6 O et 3 C ; à droite : 4 Fe, \(3 \times 2 = 6\) O et 3 C. Les autres équations ne conservent pas l'oxygène.

Pourquoi ne produit-on pas l'aluminium en chauffant l'alumine avec du carbone dans un four ordinaire ?

Parce que l'alumine n'est pas un oxyde
Parce que l'aluminium est plus avide d'oxygène que le carbone
Parce que l'aluminium est un gaz

Le carbone ne peut pas arracher l'oxygène à un élément qui le retient plus fort que lui ; on passe donc par l'électrolyse.

4. Calculs : combien de métal obtient-on ?

Les coefficients de l'équation donnent les proportions en quantités de matière. On utilise \(n = \dfrac{m}{M}\) pour passer des masses aux moles.

Données : \(M(\ce{Cu}) = 64\ \text{g/mol}\), \(M(\ce{O}) = 16\ \text{g/mol}\), \(M(\ce{C}) = 12\ \text{g/mol}\), \(M(\ce{Fe}) = 56\ \text{g/mol}\).

Exemple résolu 2 : masse de cuivre obtenue

On réduit complètement \(8{,}0\ \text{g}\) d'oxyde de cuivre(II) par le carbone selon \(\ce{2CuO + C -> 2Cu + CO2}\). Calcule la masse de cuivre obtenue et la masse minimale de carbone nécessaire.

Voir la solution

\[\begin{align} M(\ce{CuO}) &= 64 + 16 = 80\ \text{g/mol}\\ n(\ce{CuO}) &= \frac{8{,}0}{80} = 0{,}10\ \text{mol}\\ n(\ce{Cu}) &= n(\ce{CuO}) = 0{,}10\ \text{mol} \quad\Rightarrow\quad m(\ce{Cu}) = 0{,}10 \times 64 = 6{,}4\ \text{g}\\ n(\ce{C}) &= \frac{n(\ce{CuO})}{2} = 0{,}050\ \text{mol} \quad\Rightarrow\quad m(\ce{C}) = 0{,}050 \times 12 = 0{,}60\ \text{g} \end{align}\]

On obtient \(6{,}4\ \text{g}\) de cuivre ; il faut au moins \(0{,}60\ \text{g}\) de carbone.

Exemple résolu 3 : le fer d'une tonne d'oxyde

Quelle masse de fer peut-on obtenir au maximum à partir de \(1{,}0\ \text{t}\) d'oxyde de fer(III) pur, réduit par \(\ce{CO}\) ? Quelle masse de \(\ce{CO}\) faut-il ? (\(M(\ce{CO}) = 28\ \text{g/mol}\))

Étape 1 : \(M(\ce{Fe2O3}) = 2 \times 56 + 3 \times 16 = 160\ \text{g/mol}\) et \(m = 1{,}0\ \text{t} = 1{,}0 \times 10^{6}\ \text{g}\).

Étape 2 : \(n(\ce{Fe2O3}) = \dfrac{1{,}0 \times 10^{6}}{160} = 6{,}25 \times 10^{3}\ \text{mol}\).

Étape 3 : d'après \(\ce{Fe2O3 + 3CO -> 2Fe + 3CO2}\), \(n(\ce{Fe}) = 2\,n(\ce{Fe2O3}) = 1{,}25 \times 10^{4}\ \text{mol}\), donc \(m(\ce{Fe}) = 1{,}25 \times 10^{4} \times 56 = 7{,}0 \times 10^{5}\ \text{g} = 700\ \text{kg}\).

Étape 4 : \(n(\ce{CO}) = 3\,n(\ce{Fe2O3}) = 1{,}875 \times 10^{4}\ \text{mol}\), donc \(m(\ce{CO}) = 1{,}875 \times 10^{4} \times 28 = 5{,}25 \times 10^{5}\ \text{g} = 525\ \text{kg}\).

On réduit \(0{,}20\ \text{mol}\) de \(\ce{CuO}\) par le dihydrogène selon \(\ce{CuO + H2 -> Cu + H2O}\). Quelle masse de cuivre obtient-on ?

\(6{,}4\ \text{g}\)
\(16\ \text{g}\)
\(3{,}2\ \text{g}\)
\(12{,}8\ \text{g}\)

Les coefficients sont tous égaux à 1 : \(n(\ce{Cu}) = 0{,}20\ \text{mol}\), donc \(m = 0{,}20 \times 64 = 12{,}8\ \text{g}\).

Erreurs fréquentes

Dire que le réducteur est réduit : c'est l'inverse, le réducteur est oxydé.
Oublier d'équilibrer l'oxygène : vérifier atome par atome avant tout calcul.
Utiliser directement les masses comme si elles étaient proportionnelles aux coefficients : on raisonne toujours en moles.
Croire que le carbone peut réduire n'importe quel oxyde : il faut être plus avide d'oxygène que le métal.
Confondre le test de l'eau de chaux (qui révèle \(\ce{CO2}\)) avec un test du cuivre.

Récapitulatif

Réduire un oxyde métallique, c'est lui retirer son oxygène : les ions métalliques gagnent des électrons et deviennent métal.
Le réducteur (\(\ce{C}\), \(\ce{CO}\), \(\ce{H2}\), \(\ce{Al}\)) capte l'oxygène et est oxydé : c'est une oxydoréduction.
Exemples : \(\ce{2CuO + C -> 2Cu + CO2}\) ; \(\ce{Fe2O3 + 3CO -> 2Fe + 3CO2}\) ; \(\ce{Fe2O3 + 2Al -> Al2O3 + 2Fe}\).
Un réducteur n'agit que s'il est plus avide d'oxygène que le métal ; l'aluminium s'obtient par électrolyse.
Les calculs se font en moles, à partir des coefficients de l'équation équilibrée.

Réduction d'un oxyde

Perte d'oxygène ; l'ion métallique gagne des électrons, par exemple \(\ce{Cu^2+ + 2e- -> Cu}\).

Réducteur

Espèce qui capte l'oxygène (cède des électrons) et qui est elle-même oxydée : \(\ce{C}\), \(\ce{CO}\), \(\ce{H2}\), \(\ce{Al}\).

Nombre d'oxydation

Il diminue pour l'élément réduit et augmente pour l'élément oxydé ; l'oxygène vaut \(-\text{II}\) dans un oxyde.

Haut fourneau

Le coke produit \(\ce{CO}\), qui réduit l'oxyde de fer : \(\ce{Fe2O3 + 3CO -> 2Fe + 3CO2}\).

Aluminothermie

Réduction d'un oxyde par l'aluminium : \(\ce{Fe2O3 + 2Al -> Al2O3 + 2Fe}\).

Test de l'eau de chaux

L'eau de chaux se trouble en présence de dioxyde de carbone \(\ce{CO2}\).