Introduction et definitions fondamentales
L'oxydoreduction est une reaction chimique au cours de laquelle s'effectue un transfert d'electrons entre deux especes chimiques. C'est un processus fondamental, a la base du fonctionnement des piles, de la corrosion des metaux ou encore de la metallurgie.
Oxydant : espece chimique capable de gagner un ou plusieurs electrons. Il se reduit.
Reducteur : espece chimique capable de perdre un ou plusieurs electrons. Il s'oxyde.
Exemple simple : le fer metallique (Fe) cede des electrons au dioxygene (O₂). Fe est le reducteur (il s'oxyde en Fe³⁺) et O₂ est l'oxydant (il se reduit en O²⁻). C'est la formation de la rouille.
Couples oxydant/reducteur
Un oxydant et le reducteur qui en derive forment un couple oxydant/reducteur, note Ox/Red. La relation s'ecrit sous forme de demi-equation :
Cu²⁺/Cu
Cu²⁺ + 2 e⁻ = Cu
L'ion cuivre(II) est l'oxydant, le cuivre metallique est le reducteur.
Zn²⁺/Zn
Zn²⁺ + 2 e⁻ = Zn
L'ion zinc(II) est l'oxydant, le zinc metallique est le reducteur.
Fe³⁺/Fe²⁺
Fe³⁺ + 1 e⁻ = Fe²⁺
Un couple ou les deux especes sont des ions en solution.
MnO₄⁻/Mn²⁺
MnO₄⁻ + 8 H⁺ + 5 e⁻ = Mn²⁺ + 4 H₂O
L'ion permanganate (violet) se reduit en ion manganese(II) (incolore). Tres utilise en Terminale pour les dosages.
Demi-equations electroniques : methode d'ecriture
Methode en 5 etapes, illustree avec le couple MnO₄⁻/Mn²⁺ en milieu acide :
Ecrire le squelette
MnO₄⁻ → Mn²⁺
Equilibrer les atomes (sauf H et O)
Le manganese est deja equilibre (1 de chaque cote).
Equilibrer les O avec H₂O
4 O a gauche, 0 a droite → ajouter 4 H₂O a droite.
Equilibrer les H avec H⁺
8 H dans 4 H₂O a droite → ajouter 8 H⁺ a gauche.
Equilibrer la charge avec e⁻
Charge gauche +7, droite +2 → ajouter 5 e⁻ a gauche.
La pile electrochimique
Une pile utilise une reaction d'oxydoreduction spontanee pour produire un courant electrique. La pile Daniell est le modele historique.
Anode (pole -)
Lieu de l'oxydation du reducteur le plus fort.
Zn(s) → Zn²⁺(aq) + 2 e⁻
Les electrons sortent de la pile par cette electrode.
Cathode (pole +)
Lieu de la reduction de l'oxydant le plus fort.
Cu²⁺(aq) + 2 e⁻ → Cu(s)
Les electrons entrent dans la pile par cette electrode.
Reaction globale : Zn(s) + Cu²⁺(aq) → Zn²⁺(aq) + Cu(s)
Le pont salin (solution gelifiee de KCl) assure la neutralite electrique des solutions sans les melanger. La force electromotrice (f.e.m.) se mesure en volts.
Corrosion et protection des metaux
La corrosion est une oxydoreduction non desiree entre un metal et des agents oxydants de son environnement (O₂, H⁺). La rouille du fer en est l'exemple le plus courant.
Barriere physique
Peinture, vernis, huile, email. Ils isolent le metal de son environnement.
Anode sacrificielle
On relie le metal a proteger a un metal plus reducteur (zinc, magnesium) qui s'oxyde a sa place. C'est le principe de la galvanisation.
Protection cathodique
On force electricement la structure metallique a devenir une cathode, empechant ainsi son oxydation.
Applications de l'oxydoreduction
Batteries lithium-ion
Basees sur le couple Li⁺/Li. Le lithium, tres reducteur, permet une haute densite d'energie. A l'anode, le lithium s'oxyde en Li⁺. A la cathode, un oxydant (ex: CoO₂) se reduit.
Electrolyse
Processus inverse de la pile : un courant electrique force une reaction non spontanee. Utilisee pour la purification des metaux (cuivre), la galvanoplastie (depot de chrome, nickel) et la production de dihydrogene.
Metallurgie
Extraction des metaux de leurs minerais. Exemple : reduction de l'oxyde de fer dans un haut-fourneau : Fe₂O₃ + 3 CO → 2 Fe + 3 CO₂.
Ce qu'il faut retenir
- 1.Une reaction d'oxydoreduction implique un transfert d'electrons.
- 2.Oxydant : gagne des electrons (se reduit). Reducteur : perd des electrons (s'oxyde).
- 3.Demi-equation : Ox + n e⁻ = Red. Methode en 5 etapes pour l'equilibrer.
- 4.Pile : oxydation a l'anode (pole -), reduction a la cathode (pole +). Le pont salin assure la neutralite.
- 5.Corrosion : oxydation non souhaitee. Protection par galvanisation ou anode sacrificielle.
- 6.Applications : batteries, electrolyse, metallurgie. Concepts essentiels en Premiere et Terminale specialite.
