Réactions d'oxydoréduction : chimie 6e secondaire

Un réducteur cède des électrons et s'oxyde, un oxydant en capte et se réduit. Une réaction rédox transfère des électrons du réducteur vers l'oxydant ; on l'écrit en additionnant les deux demi-équations après avoir égalisé les électrons.

Au jury de la Fédération Wallonie-Bruxelles, ce chapitre fait partie de l'UAA 8 de chimie de l'examen de sciences du CESS. Entraîne-toi avec l'examen blanc de sciences corrigé, au format du jury.

Compétences visées

• Décrire une réaction de précipitation comme une réaction de recombinaison d'ions, une réaction acide base comme un transfert de protons, une oxydoréduction comme un transfert d'électrons.

Partie oxydoréduction de l'UAA8 de base : WBE 478 suggère environ 10 des 28 périodes (oxydant et réducteur, force, règle du gamma, piles, corrosion). La table de potentiels s'y utilise sans calcul. L'équilibrage en milieu acide est proposé pour les sciences générales.

Oxydant, réducteur et demi-équations

À connaître

• oxydation : $\ce{Cu -> Cu^2+ + 2e-}$ ; réduction : $\ce{Ag+ + e- -> Ag}$
• équation ionique : $\ce{Cu(s) + 2Ag+(aq) -> Cu^2+(aq) + 2Ag(s)}$
• couple rédox, forme oxydée sur forme réduite : $\ce{Cu^2+/Cu}$, $\ce{Ag+/Ag}$

Méthodes

• Couples rédox. Chaque couple s'écrit forme oxydée sur forme réduite d'un même élément.
• Équilibrer une équation rédox. Autant d'électrons cédés que captés : on multiplie les demi-équations, puis on les additionne.
• Identifier l'oxydant et le réducteur. L'oxydant gagne des électrons, sa charge diminue ; le réducteur en perd.
• Nombre d'oxydation. Pour un ion monoatomique, il égale la charge de l'ion ; il augmente lors d'une oxydation et diminue lors d'une réduction.

Exercices types

• On plonge un clou en fer dans une solution de chlorure de cuivre(II). Écris les demi-équations et l'équation ionique de la réaction.
• Écris l'équation bilan de la réaction du cuivre avec une solution de nitrate d'argent.
• Écris l'équation ionique de la réaction de l'aluminium avec les ions cuivre(II).

Force des oxydants et des réducteurs

Dans une table de potentiels, plus le potentiel d'un couple est élevé, plus son oxydant est fort et son réducteur faible. La réaction spontanée se fait entre l'oxydant le plus fort et le réducteur le plus fort : c'est la règle du gamma.

À connaître

• $E^\circ(\ce{Cu^2+/Cu}) = +0{,}34\ \mathrm{V}$ et $E^\circ(\ce{Zn^2+/Zn}) = -0{,}76\ \mathrm{V}$ : $\ce{Zn + Cu^2+ -> Zn^2+ + Cu}$ est spontanée
• $règle du gamma : l'oxydant du couple de potentiel le plus haut réagit avec le réducteur du couple de potentiel le plus bas$

Méthodes

• Lire une table de potentiels. Plus le potentiel du couple est élevé, plus l'oxydant est fort et le réducteur conjugué faible.
• Règle du gamma. On place les deux couples et on relie l'oxydant du haut au réducteur du bas.
• Prévoir une réaction. La réaction a lieu si l'oxydant mis en jeu est plus fort que l'oxydant conjugué du réducteur.

Exercices types

• Une lame de cuivre plongée dans une solution de sulfate de zinc se couvre-t-elle de zinc ? Justifie avec la table de potentiels.
• Peut-on conserver une solution de nitrate d'argent dans un récipient en fer ? Justifie.
• Classe le zinc, le fer, le cuivre et l'argent selon leur pouvoir réducteur.

Piles et corrosion

Une pile convertit l'énergie chimique d'une réaction rédox spontanée en énergie électrique. L'oxydation a lieu à l'anode, pôle négatif, la réduction à la cathode, pôle positif. Le fer rouille par oxydoréduction ; un métal plus réducteur, l'électrode sacrificielle, le protège.

À connaître

• pile Daniell, anode : $\ce{Zn -> Zn^2+ + 2e-}$ ; cathode : $\ce{Cu^2+ + 2e- -> Cu}$
• notation : $\ce{Zn | Zn^2+ || Cu^2+ | Cu}$
• tension : $\Delta E^\circ = E^\circ_\text{cathode} - E^\circ_\text{anode} = 0{,}34 - (-0{,}76) = 1{,}10\ \mathrm{V}$

Méthodes

• Fonctionnement d'une pile. Deux couples séparés, un pont salin ou une membrane ; les électrons vont de l'anode à la cathode par le circuit extérieur.
• Tension d'une pile. Différence entre les potentiels des deux électrodes.
• Corrosion et protection. Le fer s'oxyde au contact de l'eau et du dioxygène ; un métal plus réducteur s'oxyde à sa place.

Exercices types

• Pour la pile zinc-cuivre, indique l'anode, la cathode, le sens des électrons dans le fil et le rôle du pont salin.
• Calcule la tension d'une pile argent-cuivre et écris l'équation de son fonctionnement.
• Pourquoi fixe-t-on des blocs de zinc sur la coque en acier d'un bateau ?

Équations rédox en milieu acide

Pour des oxydants oxygénés comme le permanganate ou le dichromate, on équilibre les demi-équations avec de l'eau et des ions H+. Les titrages rédox exploitent ces réactions.

À connaître

• $\ce{MnO4- + 8H+ + 5e- -> Mn^2+ + 4H2O}$
• bilan avec les ions fer(II) : $\ce{MnO4- + 5Fe^2+ + 8H+ -> Mn^2+ + 5Fe^3+ + 4H2O}$

Méthodes

• Méthode ion-électron. On équilibre l'élément, puis l'oxygène avec de l'eau, l'hydrogène avec des ions H+, et enfin les charges avec des électrons.
• Titrage rédox. À l'équivalence, les quantités d'oxydant et de réducteur respectent les coefficients de l'équation.

Exercices types

• Équilibre en milieu acide la réaction du dichromate $\ce{Cr2O7^2-}$ avec les ions fer(II), qui donne des ions chrome(III) et fer(III).
• Pour titrer 20,0 mL d'une solution de sulfate de fer(II), il faut 12,5 mL de permanganate de potassium à 0,0200 mol/L. Calcule la concentration en ions fer(II).

Autres chapitres de 6e

• La macromolécule en chimie organique
• Réactions de précipitation
• Réactions acide-base

Les chapitres de 5e secondaire