Chimie

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Oxydoréduction

L'oxydoréduction, c'est la chimie du transfert d'électrons. Elle alimente ta respiration, fait fonctionner les piles, rouiller le fer et brûler le glucose. Maîtriser les nombres d'oxydation et le rôle d'oxydant/réducteur, c'est tenir la clé de l'énergie chimique.

1Oxydation et réduction : un transfert d'électrons

Donner ou capter des électrons

Une oxydation est une perte d'électrons ; une réductionest un gain d'électrons. Les deux sont indissociables : si une espèce perd des électrons, une autre les capte. D'où le nom « oxydo-réduction ».

Moyen mnémotechnique

« OIL RIG » : Oxidation Is Loss, Reduction Is Gain (d'électrons). Ou en français : oxydation = perte, réduction = gain.

Dans la réaction Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu, qui est oxydé ?Réfléchis puis ouvre ▾

Le zinc : il passe de Zn (n.o. 0) à Zn²⁺ (n.o. +2), il a donc perdu 2 électrons ⇒ il est oxydé. Le cuivre Cu²⁺ les capte (passe de +2 à 0) : il est réduit. Perte et gain vont toujours de pair.

2Les nombres d'oxydation

Suivre les électrons

Le nombre d'oxydation (n.o.) est une « charge fictive » attribuée à chaque atome. Sa variation au cours d'une réaction révèle qui a gagné ou perdu des électrons, l'outil indispensable du chapitre.

Règles d'attribution du n.o.

\sum (n.o.) = charge de l’entit \overset{e}{ˊ}

n.o.

nombre d'oxydation d'un atome—

Quand l'utiliser

Pour déterminer le n.o. d'un atome dans une molécule ou un ion.

Quand l'éviter

Le n.o. est une convention, pas une charge réelle (sauf pour les ions monoatomiques).

Interprétation

Règles clés : corps simple = 0 ; O = −2 ; H = +1 ; la somme des n.o. = la charge totale.

Piège au concours

Oublier la charge de l'ion : la somme des n.o. égale la charge (pas toujours 0).

Astuce mémo

« O vaut −2, H vaut +1, la somme fait la charge ».

MnO₄⁻

Nombre d'oxydation (Élément cible : Mn)

O : −2 (×4 = −8), charge totale −1 ⇒ Mn = +7.

Choisis une espèce : son élément cible est analysé et son nombre d'oxydation calculé, avec le raisonnement (O = −2, H = +1, somme = charge).

Règle	Valeur du n.o.
Corps simple (O₂, Cl₂, Fe…)	0
Ion monoatomique (Na⁺, Cl⁻)	= sa charge
Oxygène (sauf peroxydes)	−2
Hydrogène (sauf hydrures)	+1

Quel est le nombre d'oxydation du soufre dans H₂SO₄ ?Intermédiaire

Solution détaillée

H : +1 (×2 = +2). O : −2 (×4 = −8). La somme est nulle (molécule neutre) :

2 + n.o. (S) - 8 = 0 \Rightarrow n.o. (S) = + 6

3Oxydant et réducteur

Le piège des noms

L'oxydant est l'espèce qui provoque l'oxydation de l'autre… donc qui capte les électrons : il est lui-même réduit. Le réducteurcède ses électrons : il est lui-même oxydé. C'est contre-intuitif, attention !

Espèce	Fait quoi ?	Lui arrive quoi ?
Oxydant	capte des électrons	il est réduit (n.o. ↓)
Réducteur	cède des électrons	il est oxydé (n.o. ↑)

L'oxydant subit la réduction ; le réducteur subit l'oxydation.

Dans Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu, quel est l'oxydant ?Réfléchis puis ouvre ▾

L'ion Cu²⁺ : il capte les électrons (il est réduit en Cu). L'oxydant est toujours celui qui est réduit. Le réducteur, ici, est le zinc (il cède ses électrons et s'oxyde).

4Équilibrer une réaction redox

Deux demi-réactions

On sépare la réaction en deux demi-réactions : l'oxydation (libère des électrons) et la réduction (les consomme). On les équilibre séparément, puis on les combine pour que les électrons s'annulent.

Méthode (milieu acide)

1) Équilibre les éléments autres que O et H. 2) Équilibre l'oxygène avec des

H_{2} O

. 3) Équilibre l'hydrogène avec des

H^{+}

. 4) Équilibre les charges avec des électrons. 5) Multiplie les demi-réactions pour égaliser les électrons, puis additionne.

Pourquoi le nombre d'électrons doit-il être le même dans les deux demi-réactions avant de les additionner ?Réfléchis puis ouvre ▾

Parce que les électrons cédés par le réducteur sont exactement ceux captéspar l'oxydant : il ne doit pas en « rester » dans le bilan. On multiplie donc chaque demi-réaction pour que les électrons s'annulent en s'additionnant.

Écris les deux demi-réactions de Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu.Niveau concours

Solution détaillée

Oxydation :

Z n \to Z n^{2 +} + 2 e^{-}

. Réduction :

C u^{2 +} + 2 e^{-} \to C u

. Les 2 électrons s'annulent : on retrouve

Z n + C u^{2 +} \to Z n^{2 +} + C u

5Les piles électrochimiques

Transformer la chimie en électricité

Dans une pile, on sépare physiquement l'oxydation et la réduction : les électrons sont alors forcés de passer par un fil, créant un courant électrique. C'est une réaction redox spontanée mise au travail.

Électrode	Réaction	Signe (pile)
Anode	oxydation (perte d'e⁻)	pôle négatif (−)
Cathode	réduction (gain d'e⁻)	pôle positif (+)

Moyen mnémo : « an-ox » (anode = oxydation), « réd-cat » (réduction = cathode).

Sens du courant et des électrons

Les électrons circulent dans le fil de l'anode (−) vers la cathode (+). Le courant conventionnel, lui, va dans le sens inverse (cathode → anode). Un pont salin (ou une membrane) ferme le circuit en laissant passer les ions.

À quelle électrode se produit l'oxydation dans une pile ?Réfléchis puis ouvre ▾

À l'anode (le pôle négatif d'une pile). Là, le réducteur cède ses électrons, qui partent ensuite dans le circuit vers la cathode où se produit la réduction. « An-ox » : anode = oxydation.

6Potentiels standards et spontanéité

Qui prend les électrons ?

Le potentiel standard E° mesure la tendance d'une espèce à capter des électrons (à être réduite). Plus E° est grand, plus l'espèce est un bon oxydant. Comparer deux E° dit dans quel sens la réaction est spontanée.

Force électromotrice d'une pile

Δ E^{\circ} = E_{c a t h o d e}^{\circ} - E_{an o d e}^{\circ}

Δ E^{\circ}

force électromotrice (tension) de la pileV

E^{\circ}

potentiel standard de l'électrodeV

Quand l'utiliser

Pour calculer la tension d'une pile et prévoir si une réaction redox est spontanée.

Quand l'éviter

E° dépend des conditions standard (1 mol/L, 25 °C, 1 atm).

Interprétation

ΔE° > 0 : la réaction est spontanée (la pile fonctionne). ΔE° < 0 : il faut forcer (électrolyse).

Piège au concours

Inverser cathode et anode : c'est E°(cathode) − E°(anode).

Astuce mémo

« cathode moins anode » ; positif ⇒ spontané.

Pour le futur médecin

La respiration cellulaire est une grande cascade d'oxydoréductions : le glucose est oxydé, l'oxygène réduit en eau, et l'énergie libérée est stockée en ATP. À l'inverse, le stress oxydatif (excès d'oxydants, les « radicaux libres ») endommage les cellules ; les antioxydants (vitamines C, E) les neutralisent.

E°(Cu²⁺/Cu) = +0,34 V et E°(Zn²⁺/Zn) = −0,76 V. Quelle est la f.é.m. de la pile Zn/Cu ?Niveau concours

Solution détaillée

Le cuivre (E° plus grand) est la cathode, le zinc l'anode :

Δ E^{\circ} = 0, 34 - (- 0, 76) = 1, 10

V. ΔE° > 0 ⇒ la pile est spontanée.

7Applications de l'oxydoréduction

Phénomène	Ce qui se passe
Corrosion (rouille)	le fer s'oxyde lentement au contact de O₂ et H₂O
Pile / batterie	redox spontanée qui produit du courant (ΔE° > 0)
Électrolyse	on force une redox NON spontanée avec du courant (ΔE° < 0)
Combustion	oxydation rapide et exothermique (ex. glucose, carburants)

Une électrolyse et une pile sont-elles le même phénomène ?Réfléchis puis ouvre ▾

Ce sont deux faces d'une même pièce. La pile exploite une réaction redox spontanée (ΔE° > 0) pour produire du courant. L'électrolyse fait l'inverse : elle fournit du courant pour forcer une réaction non spontanée (ΔE° < 0), comme décomposer l'eau en H₂ et O₂.

8Les erreurs fréquentes

Les erreurs qui coûtent des points

Confondre oxydation et réduction
Pourquoi : les noms prêtent à confusion
OIL RIG : Oxydation = perte d'e⁻ (n.o. ↑) ; Réduction = gain d'e⁻ (n.o. ↓).
Croire que l'oxydant est oxydé
l'oxydant CAPTE les électrons : il est RÉDUIT. Le réducteur, lui, est oxydé.
Oublier la charge de l'ion dans la somme des n.o.
la somme des n.o. = la charge totale de l'entité (pas toujours 0).
Ne pas équilibrer les électrons avant d'additionner
multiplier les demi-réactions pour que les e⁻ cédés = e⁻ captés (ils s'annulent).
Inverser anode et cathode
anode = oxydation (− dans une pile) ; cathode = réduction (+). « An-ox ».
Se tromper dans ΔE°
ΔE° = E°(cathode) − E°(anode) ; ΔE° > 0 ⇒ réaction spontanée.

Points clés à retenir

Oxydation = perte d'électrons (n.o. ↑) ; réduction = gain (n.o. ↓). « OIL RIG ».
Nombre d'oxydation : O = −2, H = +1, corps simple = 0 ; somme des n.o. = charge de l'entité.
L'oxydant capte les e⁻ (il est réduit) ; le réducteur les cède (il est oxydé).
Équilibrer : deux demi-réactions, électrons égalisés, puis on additionne.
Pile : anode = oxydation (−), cathode = réduction (+) ; les e⁻ vont de l'anode à la cathode.
$Δ E^{\circ} = E_{c a t h o d e}^{\circ} - E_{an o d e}^{\circ}$ ; ΔE° > 0 ⇒ spontané (pile), ΔE° < 0 ⇒ électrolyse.

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