Sciences · Chimie
L’oxydoréduction
Une réaction d’oxydoréduction est un transfert d’électrons : le réducteur cède des électrons (il est oxydé), l’oxydant les capte (il est réduit). Les deux se produisent toujours simultanément.
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La rouille du fer, la combustion, la respiration cellulaire, la photosynthèse, le fonctionnement des piles et des batteries, le blanchiment par l’eau de Javel : toutes ces transformations sont des réactions d’oxydoréduction, dites redox. Le mot « oxydation » désignait à l’origine la combinaison avec l’oxygène ; la chimie moderne l’a généralisé à tout échange d’électrons, avec ou sans oxygène.
Les couples oxydant/réducteur
Un oxydant et le réducteur qu’il devient après avoir capté des électrons forment un couple redox, noté Ox/Red. Chaque couple est décrit par une demi-équation électronique :
Ox + n e⁻ ⇌ Red
| Couple | Demi-équation |
|---|---|
| Cu²⁺/Cu | Cu²⁺ + 2 e⁻ ⇌ Cu |
| Zn²⁺/Zn | Zn²⁺ + 2 e⁻ ⇌ Zn |
| Fe³⁺/Fe²⁺ | Fe³⁺ + e⁻ ⇌ Fe²⁺ |
| H⁺/H₂ | 2 H⁺ + 2 e⁻ ⇌ H₂ |
| O₂/H₂O | O₂ + 4 H⁺ + 4 e⁻ ⇌ 2 H₂O |
| Ag⁺/Ag | Ag⁺ + e⁻ ⇌ Ag |
| MnO₄⁻/Mn²⁺ | MnO₄⁻ + 8 H⁺ + 5 e⁻ ⇌ Mn²⁺ + 4 H₂O |
Les électrons n’existent pas libres en solution : une oxydation ne se produit que si une réduction capte les électrons cédés au même moment.
Écrire une réaction d’oxydoréduction
La réaction combine deux demi-équations, en faisant en sorte que le nombre d’électrons cédés soit égal au nombre d’électrons captés.
Méthode pour équilibrer une demi-équation en milieu acide
- Écrire l’oxydant et le réducteur de part et d’autre.
- Équilibrer l’élément principal (autre que O et H).
- Équilibrer l’oxygène en ajoutant des molécules d’eau H₂O.
- Équilibrer l’hydrogène en ajoutant des ions H⁺.
- Équilibrer les charges en ajoutant des électrons e⁻ du côté de l’oxydant.
Le nombre d’oxydation
Pour repérer qui est oxydé et qui est réduit dans des réactions complexes, on attribue à chaque atome un nombre d’oxydation (n.o.) : la charge qu’il aurait si toutes ses liaisons étaient ioniques. Règles principales :
- un corps simple a un n.o. de 0 (Fe, O₂, Cl₂) ;
- dans un ion simple, le n.o. égale la charge (Na⁺ : +I ; Cl⁻ : −I) ;
- l’oxygène vaut généralement −II, l’hydrogène +I ;
- la somme des n.o. égale la charge totale de l’espèce.
Une oxydation fait augmenter le n.o. ; une réduction le fait diminuer.
Classer les oxydants et les réducteurs
Le potentiel standard E° (en volts) mesure la force d’un couple par rapport à l’électrode standard à hydrogène (E° = 0 V). Plus E° est élevé, plus l’oxydant est fort ; plus il est bas, plus le réducteur est fort.
| Couple | E° (V) |
|---|---|
| F₂/F⁻ | +2,87 |
| MnO₄⁻/Mn²⁺ | +1,51 |
| Au³⁺/Au | +1,50 |
| Cl₂/Cl⁻ | +1,36 |
| O₂/H₂O | +1,23 |
| Ag⁺/Ag | +0,80 |
| Cu²⁺/Cu | +0,34 |
| H⁺/H₂ | 0,00 |
| Fe²⁺/Fe | −0,44 |
| Zn²⁺/Zn | −0,76 |
| Al³⁺/Al | −1,66 |
| Na⁺/Na | −2,71 |
| Li⁺/Li | −3,04 |
Règle pratique : l’oxydant le plus fort réagit avec le réducteur le plus fort. Les métaux à E° élevé (or, argent, platine) sont « nobles » : ils ne sont pas attaqués par les acides ordinaires.
Applications
Les piles et les batteries
Dans une pile, oxydation et réduction se produisent dans deux compartiments séparés : les électrons passent par un circuit extérieur et créent un courant (voir l'électricité). La pile Daniell (1836) utilise les couples Zn²⁺/Zn et Cu²⁺/Cu et délivre environ 1,1 V, soit la différence de leurs potentiels. La pile d’Alessandro Volta (1800), premier générateur électrique continu, reposait déjà sur ce principe. Les batteries lithium-ion exploitent le très faible potentiel du lithium pour fournir environ 3,6 V par élément.
L’électrolyse
À l’inverse, un courant électrique peut forcer une réaction redox non spontanée : production d’aluminium à partir de l’alumine, de dichlore et de soude à partir d’eau salée, de dihydrogène à partir d’eau, chromage et dorure.
La corrosion
La rouille est l’oxydation du fer par le dioxygène en présence d’eau. On protège le fer par la peinture, la galvanisation (couche de zinc, qui s’oxyde à sa place car il est plus réducteur) ou des alliages comme l’acier inoxydable, qui contient au moins 10,5 % de chrome.
Dans le vivant
La respiration cellulaire oxyde le glucose en CO₂ et réduit le dioxygène en eau, en libérant de l’énergie. La photosynthèse fait l’inverse en utilisant l’énergie lumineuse. Les antioxydants alimentaires (vitamine C, vitamine E) sont des réducteurs.
Désinfection et blanchiment
L’eau de Javel (ion hypochlorite ClO⁻), l’eau oxygénée (H₂O₂) et l’ozone sont des oxydants puissants qui détruisent les micro-organismes et les pigments colorés.
Questions fréquentes
Quelle est la différence entre oxydant et réducteur ?
L’oxydant capte des électrons, le réducteur en cède. Lors de la réaction, l’oxydant est réduit et le réducteur est oxydé.
Une oxydation fait-elle toujours intervenir l’oxygène ?
Non. Le sens moderne est la perte d’électrons. La réaction du zinc avec les ions cuivre(II), ou du sodium avec le chlore, est une oxydoréduction sans oxygène.
Pourquoi l’or ne rouille-t-il pas ?
L’or est un réducteur très faible (potentiel standard élevé) : le dioxygène de l’air et l’eau ne peuvent pas lui arracher d’électrons. Seuls des mélanges très oxydants comme l’eau régale (acides nitrique et chlorhydrique) le dissolvent.
Qu’est-ce qu’un antioxydant ?
Une molécule réductrice qui réagit avec les espèces oxydantes (radicaux libres, dioxygène) avant qu’elles n’endommagent d’autres molécules. On en ajoute aux aliments pour éviter le rancissement.