Quand on plonge une lame de zinc dans une solution bleue de sulfate de cuivre(II), un dépôt rouge de cuivre apparaît et la solution se décolore : des électrons sont passés du zinc aux ions cuivre(II). C’est une réaction d’oxydoréduction, modélisée par un transfert d’électrons entre deux couples.
Une question sur ce cours ?
ULU, le tuteur d’ULUMINE, t’aide à partir de ce cours.
Objectifs
- Définir oxydant, réducteur, oxydation et réduction
- Identifier un couple oxydant/réducteur et écrire sa demi-équation électronique
- Ajuster une demi-équation en milieu acide
- Écrire l’équation d’une réaction d’oxydoréduction à partir de deux demi-équations
1. Oxydants, réducteurs et couples
Oxydant : Espèce chimique capable de capter un ou plusieurs électrons.
Réducteur : Espèce chimique capable de céder un ou plusieurs électrons.
Un oxydant et un réducteur qui se transforment l’un en l’autre par gain ou perte d’électrons forment un couple oxydant/réducteur, noté Ox/Red. On lui associe une demi-équation électronique :
Ox + n e− = Red
| Couple | Demi-équation |
|---|---|
| Cu2+(aq)/Cu(s) | Cu2+ + 2 e− = Cu |
| Zn2+(aq)/Zn(s) | Zn2+ + 2 e− = Zn |
| Fe3+(aq)/Fe2+(aq) | Fe3+ + e− = Fe2+ |
| I2(aq)/I−(aq) | I2 + 2 e− = 2 I− |
| S4O62−(aq)/S2O32−(aq) | S4O62− + 2 e− = 2 S2O32− |
2. Ajuster une demi-équation en milieu acide
Couple MnO4−(aq)/Mn2+(aq)
- Écrire le couple : MnO4− = Mn2+. L’élément Mn est déjà équilibré.
- Équilibrer l’oxygène avec H2O : MnO4− = Mn2+ + 4 H2O.
- Équilibrer l’hydrogène avec H+ : MnO4− + 8 H+ = Mn2+ + 4 H2O.
- Équilibrer les charges avec des électrons : à gauche −1 + 8 = +7, à droite +2, donc 5 e− à gauche.
MnO4− + 8 H+ + 5 e− = Mn2+ + 4 H2O
Autres demi-équations utiles : H2O2 + 2 H+ + 2 e− = 2 H2O (couple H2O2/H2O) et 2 H+ + 2 e− = H2 (couple H+/H2).
3. Équation d’une réaction d’oxydoréduction
L’oxydant d’un couple réagit avec le réducteur d’un autre couple. Les électrons ne figurent jamais dans l’équation finale : on multiplie les demi-équations pour que le nombre d’électrons cédés soit égal au nombre d’électrons captés, puis on les additionne.
Ions permanganate et ions fer(II)
- Réduction : MnO4− + 8 H+ + 5 e− = Mn2+ + 4 H2O (× 1)
- Oxydation : Fe2+ = Fe3+ + e− (× 5)
- Somme : 5 électrons captés, 5 électrons cédés.
MnO4− + 8 H+ + 5 Fe2+ → Mn2+ + 5 Fe3+ + 4 H2O
- Oxydants usuels : dioxygène O2, ions permanganate MnO4−, diiode I2, eau de Javel (ions hypochlorite ClO−).
- Réducteurs usuels : la plupart des métaux (Zn, Fe, Al…), ions iodure I−, ions thiosulfate S2O32−.
À retenir
- Oxydant : capte des électrons ; réducteur : cède des électrons.
- Demi-équation d’un couple : Ox + n e− = Red.
- En milieu acide, on équilibre O avec H2O, H avec H+, puis les charges avec e−.
- Dans l’équation bilan, les électrons échangés se compensent et n’apparaissent pas.
Et maintenant, à toi !
Vérifie que tu as compris avec les exercices, puis révise avec la fiche.