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Réactions d'oxydoréduction — Résumé de cours

1ère Année Collège — Atlasmaths.ma

Cours complet

Contenu du cours

Le réducteur cède des électrons (il s'oxyde), l'oxydant les capte (il se réduit). Avant d'additionner les demi-équations, il faut égaliser le nombre d'électrons échangés.

1. Oxydants et réducteurs

Un réducteur est une espèce chimique capable de céder un ou plusieurs électrons. Un oxydant est une espèce chimique capable de capter un ou plusieurs électrons. Le cuivre métallique $C u$ est un réducteur car il peut céder deux électrons : $C u \to C u^{2 +} + 2 e^{-}$ . L'ion cuivre(II) $C u^{2 +}$ est un oxydant car il peut capter deux électrons pour redonner du cuivre métallique.

2. Couple oxydant/réducteur

Un oxydant $O x$ et le réducteur $R e d$ qui lui correspond forment un couple oxydant/réducteur, noté $O x / R e d$ , relié par la demi-équation électronique $O x + n e^{-} ⇌ R e d$ . Exemples de couples usuels : $C u^{2 +} / C u$ , $Z n^{2 +} / Z n$ , $F e^{3 +} / F e^{2 +}$ , $H^{+} / H_{2}$ et $M n O_{4}^{-} / M n^{2 +}$ .

3. Demi-équation électronique

La demi-équation électronique d'un couple $O x / R e d$ traduit l'échange d'électrons : $O x + n e^{-} ⇌ R e d$ . Pour les couples faisant intervenir l'oxygène et l'hydrogène, comme $M n O_{4}^{-} / M n^{2 +}$ , on équilibre successivement l'élément principal, l'oxygène à l'aide de molécules d'eau $H_{2} O$ , l'hydrogène à l'aide d'ions $H^{+}$ , puis les charges électriques à l'aide d'électrons $e^{-}$ .

4. Réaction d'oxydoréduction

Une réaction d'oxydoréduction est un transfert direct d'électrons entre le réducteur $R e d_{1}$ d'un couple $O x_{1} / R e d_{1}$ et l'oxydant $O x_{2}$ d'un autre couple $O x_{2} / R e d_{2}$ . Le réducteur $R e d_{1}$ est oxydé : il perd des électrons. L'oxydant $O x_{2}$ est réduit : il gagne des électrons. Aucun électron libre n'apparaît dans l'équation-bilan finale, car ils sont totalement transférés d'une espèce à l'autre.

5. Équation-bilan d'oxydoréduction

Pour écrire l'équation-bilan, on combine les deux demi-équations électroniques en les multipliant chacune par un coefficient, de façon à ce que le nombre d'électrons cédés soit égal au nombre d'électrons captés, puis on les additionne en éliminant les électrons. Exemple avec les couples $Z n^{2 +} / Z n$ et $C u^{2 +} / C u$ : $Z n \to Z n^{2 +} + 2 e^{-}$ et $C u^{2 +} + 2 e^{-} \to C u$ , d'où l'équation-bilan $Z n + C u^{2 +} \to Z n^{2 +} + C u$ .

6. Nombre d'oxydation

Le nombre d'oxydation (n.o.) d'un élément traduit son état d'oxydation au sein d'une espèce chimique. Règles simplifiées : le n.o. d'un élément à l'état simple est nul ; le n.o. d'un ion monoatomique est égal à sa charge ; dans la plupart des composés, $O$ a pour n.o. $- I I$ et $H$ a pour n.o. $+ I$ ; la somme des n.o. dans une molécule neutre est nulle, et dans un ion elle est égale à la charge de l'ion.

7. Oxydation, réduction et applications

Une oxydation correspond à une augmentation du nombre d'oxydation, c'est-à-dire à une perte d'électrons. Une réduction correspond à une diminution du nombre d'oxydation, c'est-à-dire à un gain d'électrons. Les réactions d'oxydoréduction interviennent dans de nombreuses applications : piles électrochimiques, corrosion des métaux, et dosages redox comme celui des ions $F e^{2 +}$ par les ions permanganate $M n O_{4}^{-}$ .

📈 Figure clé

Exemple résolu 1 : Réaction entre le zinc et les ions cuivre(II)

On plonge une lame de zinc dans une solution de sulfate de cuivre(II) $(C u^{2 +} + S O_{4}^{2 -})$ . On observe un dépôt rougeâtre de cuivre sur la lame et la disparition progressive de la couleur bleue de la solution.

Couples en présence : $Z n^{2 +} / Z n$ et $C u^{2 +} / C u$ .

Demi-équations : $Z n \to Z n^{2 +} + 2 e^{-}$ (oxydation, $Z n$ est le réducteur) et $C u^{2 +} + 2 e^{-} \to C u$ (réduction, $C u^{2 +}$ est l'oxydant).

Équation-bilan : $Z n + C u^{2 +} \to Z n^{2 +} + C u$ .

Exemple résolu 2 : Dosage des ions fer(II) par les ions permanganate

On verse progressivement une solution de permanganate de potassium, violette, contenant les ions $M n O_{4}^{-}$ , dans une solution acidifiée d'ions $F e^{2 +}$ .

Couples en présence : $M n O_{4}^{-} / M n^{2 +}$ et $F e^{3 +} / F e^{2 +}$ .

Demi-équations : $M n O_{4}^{-} + 8 H^{+} + 5 e^{-} \to M n^{2 +} + 4 H_{2} O$ et, multipliée par 5, $5 F e^{2 +} \to 5 F e^{3 +} + 5 e^{-}$ .

Équation-bilan : $M n O_{4}^{-} + 8 H^{+} + 5 F e^{2 +} \to M n^{2 +} + 4 H_{2} O + 5 F e^{3 +}$ . La disparition de la couleur violette du permanganate au fur et à mesure de l'ajout, puis sa persistance durable, marque l'équivalence du dosage.

🔑 Formules clés à retenir

الصيغ الأساسية

المختزل : نوع يفقد إلكترونات، $R e d \to O x + n e^{-}$
المؤكسد : نوع يكتسب إلكترونات، $O x + n e^{-} \to R e d$
مزدوجة مؤكسد/مختزل : $O x / R e d$ ، ترتبطان بالعلاقة $O x + n e^{-} ⇌ R e d$
المزدوجات المتداولة : $C u^{2 +} / C u$ ، $Z n^{2 +} / Z n$ ، $F e^{3 +} / F e^{2 +}$ ، $H^{+} / H_{2}$ ، $M n O_{4}^{-} / M n^{2 +}$ ، $C r_{2} O_{7}^{2 -} / C r^{3 +}$ ، $I_{2} / I^{-}$
نصف معادلة تتضمن الأوكسجين : $M n O_{4}^{-} + 8 H^{+} + 5 e^{-} \to M n^{2 +} + 4 H_{2} O$
معادلة الحصيلة : تجمع نصفا المعادلتين بعد مساواة عدد الإلكترونات المتبادلة ؛ ولا تظهر الإلكترونات أبدا في النتيجة النهائية
عدد تأكسد عنصر في حالته البسيطة : $0$
عدد تأكسد أيون أحادي الذرة : يساوي شحنته
عدد تأكسد $O$ : $- I I$ (باستثناء فوق الأكاسيد : $- I$ )
عدد تأكسد $H$ : $+ I$ (باستثناء الهيدريدات المعدنية : $- I$ )
مجموع أعداد التأكسد في نوع متعادل : $0$ ؛ وفي أيون : يساوي شحنة الأيون
التأكسد : ارتفاع عدد التأكسد (فقدان إلكترونات)
الاختزال : انخفاض عدد التأكسد (اكتساب إلكترونات)
عند التكافؤ في معايرة أكسدة-اختزال، تكون المتفاعلات قد أدخلت وفق النسب التناسبية لمعادلة الحصيلة

⚠️

Astuces & Pièges à éviter

Les erreurs classiques — à lire avant les exercices !

الأخطاء الشائعة الواجب تفاديها

الخلط بين المؤكسد والمختزل : المؤكسد يكتسب إلكترونات ويختزل ؛ والمختزل يفقد إلكترونات ويتأكسد. واحفظ : « يفقد = مختزل، يكتسب = مؤكسد ».
عدم احترام ترتيب الموازنة في نصف معادلة : العنصر الرئيسي، ثم الأوكسجين بـ $H_{2} O$ ، ثم الهيدروجين بـ $H^{+}$ ، وأخيرا فقط الإلكترونات.
ترك إلكترونات في معادلة الحصيلة النهائية : فيجب أن تختزل كليا دائما بعد جمع نصفي المعادلتين.
الخلط بين عدد التأكسد والشحنة الإجمالية : عدد التأكسد يخص عنصرا معينا داخل نوع كيميائي، وليس الشحنة الكلية للنوع، إلا في حالة أيون أحادي الذرة.
عكس منحى التغير : ارتفاع عدد التأكسد يوافق تأكسدا (فقدان إلكترونات)، وانخفاضه يوافق اختزالا (اكتساب إلكترونات).
نسيان التحقق من انحفاظ العناصر والشحنة الكهربائية الإجمالية في طرفي معادلة الحصيلة قبل الاستنتاج.

🧭

Méthodes types

Pour chaque type de question : la démarche à suivre, étape par étape.

الطريقة 1 : كتابة نصف معادلة إلكترونية

الخطوة 1. موازنة العنصر المميز للمزدوجة، غير $O$ و $H$ .

الخطوة 2. موازنة الأوكسجين $O$ بواسطة جزيئات الماء $H_{2} O$ .

الخطوة 3. موازنة الهيدروجين $H$ بواسطة أيونات $H^{+}$ .

الخطوة 4. موازنة الشحنات الكهربائية بواسطة الإلكترونات $e^{-}$ . مثال بالنسبة للمزدوجة $M n O_{4}^{-} / M n^{2 +}$ : $M n O_{4}^{-} + 8 H^{+} + 5 e^{-} \to M n^{2 +} + 4 H_{2} O$ .

الطريقة 2 : موازنة معادلة حصيلة أكسدة-اختزال

الخطوة 1. تحديد المزدوجتين $O x_{1} / R e d_{1}$ و $O x_{2} / R e d_{2}$ الموجودتين في التجربة.

الخطوة 2. كتابة نصف المعادلة الإلكترونية لكل مزدوجة.

الخطوة 3. ضرب كل نصف معادلة في معامل لمساواة عدد الإلكترونات المتبادلة.

الخطوة 4. جمع نصفي المعادلتين طرفا بطرف واختزال الإلكترونات وكذا الأنواع المشتركة. مثال : مع $M n O_{4}^{-} / M n^{2 +}$ (5 إلكترونات) و $F e^{3 +} / F e^{2 +}$ (إلكترون واحد)، تضرب نصف معادلة الحديد في 5 ثم تجمعان : $M n O_{4}^{-} + 8 H^{+} + 5 F e^{2 +} \to M n^{2 +} + 4 H_{2} O + 5 F e^{3 +}$ .

الطريقة 3 : تحديد عدد التأكسد والتعرف على المؤكسد والمختزل

الخطوة 1. تحديد ما إذا كان النوع في حالته البسيطة (عدد التأكسد $= 0$ ) أو أيونا أحادي الذرة (عدد التأكسد $=$ الشحنة).

الخطوة 2. وإلا، يسند $- I I$ إلى $O$ و $+ I$ إلى $H$ في الحالات المألوفة.

الخطوة 3. استعمال قاعدة مجموع أعداد التأكسد (منعدم بالنسبة لنوع متعادل، ومساو للشحنة بالنسبة لأيون) لإيجاد عدد التأكسد المجهول. مثال : في $M n O_{4}^{-}$ ، $n . o . (M n) + 4 \times (- I I) = - 1$ ، ومنه $n . o . (M n) = + V I I$ .

الخطوة 4. مقارنة أعداد التأكسد قبل التفاعل وبعده : النوع الذي يرتفع عدد تأكسده هو المختزل، وهو يتأكسد ؛ والنوع الذي ينخفض عدد تأكسده هو المؤكسد، وهو يختزل.

Réactions d'oxydoréduction — Fiche d'exercices

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Exercices interactifs

10 exercices • Lis l'énoncé, écris ta réponse, puis vérifie la correction

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Exercices Faciles

3 exercices

Réaction entre le zinc et les ions cuivre(II)

Facile

Énoncé

On plonge une lame de zinc métallique dans un bécher contenant une solution de sulfate de cuivre(II) $(C u^{2 +} + S O_{4}^{2 -})$ .

1. Identifier les deux couples oxydant/réducteur mis en jeu.

2. Écrire les deux demi-équations électroniques.

3. En déduire l'équation-bilan de la réaction d'oxydoréduction.

4. Préciser quelle espèce joue le rôle d'oxydant et laquelle joue le rôle de réducteur.

Ma réponse

Prof Hicham

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Correction détaillée

Nombre d'oxydation et demi-équation électronique

Facile

Énoncé

On considère le couple oxydant/réducteur $C u^{2 +} / C u$ .

1. Déterminer le nombre d'oxydation du cuivre dans l'ion $C u^{2 +}$ et dans le métal $C u$ .

2. Écrire la demi-équation électronique associée à ce couple.

3. Préciser si $C u^{2 +}$ joue le rôle d'oxydant ou de réducteur lorsqu'il se transforme en $C u$ .

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Oxydant, réducteur et sens des électrons

Facile

Énoncé

On considère le couple oxydant/réducteur

Cu^{2 +} / Cu

. 1) Définir un oxydant et un réducteur, et préciser ce qui s'échange au cours d'une réaction d'oxydoréduction. 2) Identifier l'oxydant et le réducteur dans le couple proposé, et justifier la convention d'écriture. 3) Une oxydation correspond-elle à un gain ou à une perte d'électrons ? Même question pour une réduction. 4) Dans la demi-équation d'une oxydation, de quel côté figurent les électrons ?

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Exercices Intermédiaires

4 exercices

Équilibrer une demi-équation en milieu acide

Intermédiaire

Énoncé

On souhaite établir la demi-équation électronique du couple

MnO_{4}^{-} / Mn^{2 +}

en milieu acide. On donne par ailleurs le couple

Fe^{3 +} / Fe^{2 +}

. 1) Indiquer dans quel ordre on procède pour équilibrer une demi-équation en milieu acide. 2) Écrire la demi-équation du couple

MnO_{4}^{-} / Mn^{2 +}

. 3) Écrire celle du couple

Fe^{3 +} / Fe^{2 +}

. 4) Combien d'ions

Fe^{2 +}

un ion permanganate peut-il oxyder ? 5) Écrire l'équation globale de la réaction entre les ions permanganate et les ions fer(II).

Ma réponse

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Réaction entre les ions dichromate et les ions iodure

Intermédiaire

Énoncé

On mélange, en milieu acide, une solution de dichromate de potassium contenant les ions $C r_{2} O_{7}^{2 -}$ avec une solution d'iodure de potassium contenant les ions $I^{-}$ . Les couples oxydant/réducteur mis en jeu sont $C r_{2} O_{7}^{2 -} / C r^{3 +}$ et $I_{2} / I^{-}$ .

1. Écrire la demi-équation électronique du couple $C r_{2} O_{7}^{2 -} / C r^{3 +}$ , sachant qu'elle fait intervenir 6 électrons.

2. Écrire la demi-équation électronique du couple $I_{2} / I^{-}$ .

3. En déduire l'équation-bilan de la réaction.

4. Déterminer le nombre d'oxydation du chrome dans $C r_{2} O_{7}^{2 -}$ et dans $C r^{3 +}$ , et vérifier la cohérence avec le nombre d'électrons échangés.

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Correction détaillée

Équilibrer une équation redox à partir de deux demi-équations

Intermédiaire

Énoncé

On donne les deux couples : $F e^{3 +} / F e^{2 +}$ et $Z n^{2 +} / Z n$ .

1. Écrire la demi-équation électronique de chacun des deux couples.

2. En les combinant de façon à éliminer les électrons échangés, écrire l'équation de la réaction entre les ions $F e^{3 +}$ et le zinc métallique $Z n$ .

3. Identifier l'oxydant et le réducteur qui réagissent dans cette transformation.

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Correction détaillée

Combiner deux couples aux nombres d'électrons différents

Intermédiaire

Énoncé

On plonge une lame de fer dans une solution contenant des ions argent

Ag^{+}

. On donne les couples

Fe^{2 +} / Fe

Ag^{+} / Ag

, et l'on sait que le fer est le réducteur le plus fort. 1) Écrire les deux demi-équations, chacune dans le sens où elle se produit. 2) Pourquoi ne peut-on pas additionner directement ces deux demi-équations ? 3) Déterminer les coefficients multiplicateurs à appliquer, puis écrire l'équation globale. 4) Vérifier la conservation des charges. 5) Qu'observe-t-on expérimentalement au bout de quelques minutes ?

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Exercices Difficiles

3 exercices

Dismutation et bilan quantitatif

Difficile

Énoncé

On étudie deux situations. Dans la première, du dichlore est introduit dans une solution d'hydroxyde de sodium, selon

Cl_{2} + 2 HO^{-} \to Cl^{-} + ClO^{-} + H_{2} O .

Dans la seconde, on plonge une lame de zinc de masse

6, 54 g

dans

100 mL

d'une solution d'ions cuivre(II) de concentration

0, 10 mol \cdot L^{- 1}

. On donne

M (Zn) = 65, 4 g \cdot mol^{- 1}

M (Cu) = 63, 5 g \cdot mol^{- 1}

. 1) Dans la première réaction, quel est le rôle du dichlore ? Comment nomme-t-on ce type de transformation ? 2) Écrire l'équation de la réaction entre le zinc et les ions cuivre(II). 3) Déterminer le réactif limitant. 4) Calculer la masse de cuivre déposée et la masse de zinc dissoute. 5) En déduire la variation de masse de la lame, et expliquer pourquoi elle n'est pas nulle.

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Réaction entre le permanganate et le fer(II) — équilibrage complet

Difficile

Énoncé

En milieu acide, l'ion permanganate $M n O_{4}^{-}$ (couple $M n O_{4}^{-} / M n^{2 +}$ ) oxyde l'ion fer(II) $F e^{2 +}$ (couple $F e^{3 +} / F e^{2 +}$ ).

1. Écrire la demi-équation électronique du couple $F e^{3 +} / F e^{2 +}$ .

2. Écrire la demi-équation électronique du couple $M n O_{4}^{-} / M n^{2 +}$ en milieu acide (elle fait intervenir les ions $H^{+}$ et l'eau, en plus des électrons).

3. En combinant les deux demi-équations avec les coefficients adaptés, établir l'équation globale de la réaction entre $M n O_{4}^{-}$ et $F e^{2 +}$ en milieu acide.

4. Vérifier la conservation des éléments (Mn, O, H, Fe) et de la charge électrique dans l'équation finale.

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Correction détaillée

Dosage des ions fer(II) par une solution de permanganate de potassium

Difficile

Énoncé

On souhaite déterminer la concentration molaire $C_{1}$ d'une solution de sulfate de fer(II) $(F e^{2 +} + S O_{4}^{2 -})$ . On prélève un volume $V_{1} = 20 mL$ de cette solution, que l'on acidifie, puis on y verse progressivement une solution de permanganate de potassium de concentration $C_{2} = 2, 0 \times 1 0^{- 2} mol/L$ . L'équivalence du dosage est repérée pour un volume versé $V_{2 E} = 16 mL$ .

1. Écrire les demi-équations électroniques des couples $M n O_{4}^{-} / M n^{2 +}$ et $F e^{3 +} / F e^{2 +}$ , puis l'équation-bilan de la réaction de dosage.

2. Comment repère-t-on expérimentalement l'équivalence de ce dosage ?

3. Établir la relation entre les quantités de matière à l'équivalence.

4. Calculer la concentration molaire $C_{1}$ de la solution de fer(II).

5. Déterminer le nombre d'oxydation du manganèse dans $M n O_{4}^{-}$ et dans $M n^{2 +}$ , et vérifier la cohérence avec le nombre d'électrons échangés dans la demi-équation.

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Exercices supplémentaires

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Réactions d'oxydoréduction

Réactions d'oxydoréduction — Résumé de cours

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Contenu du cours

1. Oxydants et réducteurs

2. Couple oxydant/réducteur

3. Demi-équation électronique

4. Réaction d'oxydoréduction

5. Équation-bilan d'oxydoréduction

6. Nombre d'oxydation

7. Oxydation, réduction et applications

📈 Figure clé

Exemple résolu 1 : Réaction entre le zinc et les ions cuivre(II)

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الطريقة 3 : تحديد عدد التأكسد والتعرف على المؤكسد والمختزل

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Réaction entre le zinc et les ions cuivre(II)

Nombre d'oxydation et demi-équation électronique

Oxydant, réducteur et sens des électrons

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Équilibrer une demi-équation en milieu acide

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Équilibrer une équation redox à partir de deux demi-équations

Combiner deux couples aux nombres d'électrons différents

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2. Couple oxydant/réducteur

3. Demi-équation électronique

4. Réaction d'oxydoréduction

5. Équation-bilan d'oxydoréduction

6. Nombre d'oxydation

7. Oxydation, réduction et applications

📈 Figure clé

Exemple résolu 1 : Réaction entre le zinc et les ions cuivre(II)

Exemple résolu 2 : Dosage des ions fer(II) par les ions permanganate

🔑 Formules clés à retenir

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الطريقة 1 : كتابة نصف معادلة إلكترونية

الطريقة 2 : موازنة معادلة حصيلة أكسدة-اختزال

الطريقة 3 : تحديد عدد التأكسد والتعرف على المؤكسد والمختزل

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Nombre d'oxydation et demi-équation électronique

Oxydant, réducteur et sens des électrons

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Équilibrer une équation redox à partir de deux demi-équations

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