Une oxydoréduction est un échange d'électrons : un réducteur en donne, un oxydant les prend, comme deux joueurs qui se passent un ballon. Les équations sont souvent longues, mais une méthode fixe (les demi-équations) les équilibre à coup sûr. L'Exetat te demande de reconnaître une réduction ou une oxydation et de trouver les coefficients.
L'essentiel
- Oxydation = perte d'électrons (Zn → Zn²⁺ + 2 e⁻). Réduction = gain d'électrons (Cu²⁺ + 2 e⁻ → Cu). Moyen mnémotechnique : dans une réduction, les électrons sont à gauche, du côté des réactifs.
- L'oxydant est l'espèce qui capte les électrons (elle est réduite) ; le réducteur est l'espèce qui les cède (elle est oxydée). Un couple redox s'écrit oxydant/réducteur : Cu²⁺/Cu, MnO₄⁻/Mn²⁺, Cl₂/Cl⁻.
- Le nombre d'oxydation (n.o.) indique la charge « apparente » d'un atome. Règles : corps simple 0 ; ion monoatomique = sa charge ; O vaut −2 (−1 dans les peroxydes comme H₂O₂) ; H vaut +1 (sauf dans les hydrures métalliques) ; la somme des n.o. est égale à la charge de l'espèce. Dans MnO₄⁻ : x + 4 × (−2) = −1, donc Mn est à +7.
- Le n.o. augmente lors d'une oxydation et diminue lors d'une réduction. L'écart de n.o. donne le nombre d'électrons échangés par atome : Mn passe de +7 à +2, il gagne 5 électrons.
- Demi-équations à connaître en milieu acide : MnO₄⁻ + 8 H⁺ + 5 e⁻ → Mn²⁺ + 4 H₂O ; Cr₂O₇²⁻ + 14 H⁺ + 6 e⁻ → 2 Cr³⁺ + 7 H₂O ; Fe²⁺ → Fe³⁺ + e⁻ ; 2 Cl⁻ → Cl₂ + 2 e⁻ ; 2 I⁻ → I₂ + 2 e⁻ ; H₂C₂O₄ → 2 CO₂ + 2 H⁺ + 2 e⁻.
- Dans l'équation globale, il ne doit plus rester d'électrons : on multiplie les demi-équations pour que les électrons cédés égalent les électrons captés.
- Une réaction de précipitation (Ag⁺ + Cl⁻ → AgCl) ou acide-base (H₃O⁺ + OH⁻ → 2 H₂O) n'est pas une oxydoréduction : aucun électron n'est échangé, aucun n.o. ne change.
Les formules
- Somme des nombres d'oxydation
- Σ n.o. = charge de l'espèce
- O = −2 ; H = +1 ; corps simple = 0
- Électrons échangés
- e⁻ = |Δ n.o.| × nombre d'atomes concernés
- Cr₂O₇²⁻ → 2 Cr³⁺ : (6 − 3) × 2 = 6 e⁻
La méthode
- 1Repère les deux couples : quel élément change de n.o. ? Celui dont le n.o. baisse appartient à l'oxydant.
- 2Écris chaque demi-équation : équilibre l'élément principal, puis O en ajoutant H₂O, puis H en ajoutant H⁺, puis les charges en ajoutant e⁻.
- 3Multiplie les demi-équations pour égaliser le nombre d'électrons, puis additionne-les et simplifie (les électrons disparaissent).
- 4Pour l'équation « moléculaire », ajoute les ions spectateurs (K⁺, Cl⁻, SO₄²⁻…) pour retrouver les formules données.
- 5Vérifie chaque élément, puis H et O, en dernier les charges.
Un exemple résolu
Équilibre l'équation de préparation du dichlore : KMnO₄ + HCl → KCl + MnCl₂ + Cl₂ + H₂O.
- 1.Mn passe de +7 (dans MnO₄⁻) à +2 (dans Mn²⁺) : MnO₄⁻ est l'oxydant. Cl passe de −1 à 0 dans Cl₂ : Cl⁻ est le réducteur.
- 2.Réduction : MnO₄⁻ + 8 H⁺ + 5 e⁻ → Mn²⁺ + 4 H₂O. Oxydation : 2 Cl⁻ → Cl₂ + 2 e⁻.
- 3.Égalisation des électrons (10 de chaque côté) : réduction × 2 et oxydation × 5.
- 4.Somme : 2 MnO₄⁻ + 16 H⁺ + 10 Cl⁻ → 2 Mn²⁺ + 5 Cl₂ + 8 H₂O.
- 5.Les 16 H⁺ viennent de 16 HCl, qui apportent 16 Cl : 10 sont oxydés en Cl₂, les 6 autres restent spectateurs dans 2 KCl et 2 MnCl₂ (2 + 4 = 6).
- 6.Équation : 2 KMnO₄ + 16 HCl → 2 KCl + 2 MnCl₂ + 5 Cl₂ + 8 H₂O. Vérification : K 2/2 ; Mn 2/2 ; Cl 16/(2 + 4 + 10) ; H 16/16 ; O 8/8.
Réponse : Coefficients 2, 16, 2, 2, 5, 8.
Les pièges à éviter
- Confondre oxydant et réduction : l'oxydant SUBIT la réduction (il gagne des électrons).
- Prendre une précipitation ou une neutralisation pour une oxydoréduction : vérifie qu'un n.o. change.
- Oublier les ions spectateurs : dans KMnO₄ + HCl, tous les HCl ne sont pas oxydés, d'où 16 HCl pour seulement 5 Cl₂.
- Oublier le facteur 2 du chrome : Cr₂O₇²⁻ capte 6 électrons (2 atomes × 3), d'où K₂Cr₂O₇ + 14 HCl → 2 KCl + 2 CrCl₃ + 3 Cl₂ + 7 H₂O.
- Confondre acide nitrique dilué (donne NO : 3 Cu + 8 HNO₃ → 3 Cu(NO₃)₂ + 2 NO + 4 H₂O) et concentré (donne NO₂ : Cu + 4 HNO₃ → Cu(NO₃)₂ + 2 NO₂ + 2 H₂O).
À retenir
Le réducteur cède des électrons et s'oxyde, l'oxydant les capte et se réduit ; on équilibre par demi-équations (O avec H₂O, H avec H⁺, charges avec e⁻), puis on égalise les électrons.