L'idée classique de l'oxydation et de la réduction
Autrefois, les chimistes ne regardaient que l'oxygène et l'hydrogène.
- Oxydation = ajout d'oxygène, ou retrait d'hydrogène. Exemple : 2Mg + O₂ → 2MgO (Mg gagne O).
- Réduction = retrait d'oxygène, ou ajout d'hydrogène. Exemple : CuO + H₂ → Cu + H₂O (CuO perd O).
Plus tard, l'idée s'est élargie. Ajouter un élément électronégatif (un élément qui attire fortement les électrons, comme Cl ou F) est aussi une oxydation. Retirer un élément de type métal (électropositif) est aussi une oxydation. Exemple : 2K₄[Fe(CN)₆] + H₂O₂ → 2K₃[Fe(CN)₆] + 2KOH (K est retiré, donc le complexe est oxydé).
Dans H₂S + Cl₂ → 2HCl + S, le soufre perd de l'hydrogène (oxydé) et le chlore gagne de l'hydrogène (réduit). L'un ne peut pas se produire sans l'autre.
Essaie : aux étapes 1 et 2 de la 3D, regarde quel atome gagne O et quel atome perd H.
Oxydant et réducteur
L'oxydant fait oxyder une autre substance. Lui-même est réduit.
Le réducteur fait réduire une autre substance. Lui-même est oxydé.
Dans CuO + H₂ → Cu + H₂O, H₂ est le réducteur et CuO est l'oxydant.
Redox et transfert d'électrons
Regarde 2Na + Cl₂ → 2NaCl. Il n'y a ni oxygène ni hydrogène, et pourtant c'est une réaction redox.
- Na → Na⁺ + e⁻ : le sodium perd un électron. C'est une oxydation.
- Cl₂ + 2e⁻ → 2Cl⁻ : le chlore gagne des électrons. C'est une réduction.
Chacune de ces lignes est une demi-équation. Additionne les deux moitiés (après avoir égalisé les électrons) et tu obtiens la réaction complète. Les électrons perdus doivent être égaux aux électrons gagnés.
Donc : oxydation = perte d'électrons, réduction = gain d'électrons. Celui qui donne les électrons est le réducteur. Celui qui les prend est l'oxydant.
Essaie : à l'étape 3 de la 3D, suis l'électron jaune qui va de Na à Cl.
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Plonge une tige de zinc dans du sulfate de cuivre bleu. Après un moment, la tige se couvre d'un dépôt brun de cuivre et la couleur bleue pâlit.
Zn(s) + Cu²⁺(aq) → Zn²⁺(aq) + Cu(s)
Le zinc donne des électrons aux ions Cu²⁺. L'inverse (une tige de cuivre dans du sulfate de zinc) ne se produit pas. Donc le zinc cède ses électrons plus facilement que le cuivre.
De la même façon, le cuivre donne des électrons à Ag⁺ : un fil de cuivre dans du nitrate d'argent se couvre de cristaux d'argent et la solution devient bleue. Le zinc peut donner des électrons aux H⁺ d'un acide (du gaz H₂ se forme), mais pas le cuivre.
Cette « compétition pour les électrons » donne un ordre : Zn > Cu > Ag pour donner des électrons. Plus tard, cela deviendra la série électrochimique.
Essaie : à l'étape 5 de la 3D, choisis « Cu rod + Zn²⁺ ». Fais d'abord une prédiction. Puis choisis « Cu rod + Ag⁺ ».
Formules et définitions clés
- Oxydation : perte d'électrons, par ex. Zn → Zn²⁺ + 2e⁻
- Réduction : gain d'électrons, par ex. Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu
- Redox = demi-équation d'oxydation + demi-équation de réduction (électrons perdus = électrons gagnés)
- Oxydant : prend des électrons, est réduit
- Réducteur : donne des électrons, est oxydé
Exemples résolus
1. Dans 2Mg + O₂ → 2MgO, quelle substance est oxydée et quelle substance est l'oxydant ?
Mg gagne de l'oxygène, donc Mg est oxydé. O₂ provoque cela, donc O₂ est l'oxydant (il est réduit).
2. Dans CuO + H₂ → Cu + H₂O, nomme la substance oxydée et la substance réduite.
H₂ gagne de l'oxygène → oxydé. CuO perd de l'oxygène → réduit. H₂ est le réducteur.
3. Écris les deux demi-équations de 2Na + Cl₂ → 2NaCl.
Oxydation : 2Na → 2Na⁺ + 2e⁻. Réduction : Cl₂ + 2e⁻ → 2Cl⁻. Électrons perdus (2) = électrons gagnés (2).
4. Une réaction a-t-elle lieu si on met un clou en fer dans une solution de sulfate de cuivre ? Écris-la.
Oui. Le fer est plus actif que le cuivre. Fe(s) + Cu²⁺(aq) → Fe²⁺(aq) + Cu(s). Fe est oxydé ; Cu²⁺ est réduit.
5. Une solution de nitrate d'argent est conservée dans un récipient en cuivre. Que se passe-t-il ?
Le cuivre donne des électrons à Ag⁺ : Cu + 2Ag⁺ → Cu²⁺ + 2Ag. Le récipient se dissout lentement et la solution devient bleue. C'est donc une mauvaise idée.
Erreurs fréquentes
- Croire que l'oxydant est oxydé. C'est l'inverse : l'oxydant est réduit.
- Croire qu'une réaction redox a besoin d'oxygène. 2Na + Cl₂ → 2NaCl n'a pas d'oxygène mais c'est une réaction redox.
- Écrire une demi-équation avec les électrons du mauvais côté. Dans une oxydation, les électrons sont des produits.
- Croire qu'un métal quelconque peut déplacer n'importe quel autre métal. Seul un métal plus actif le peut.