Le nombre d'oxydation (n.o.) d'un élément dans une espèce chimique est la charge électrique, réelle ou fictive, que porterait cet élément si les doublets d'électrons de chaque liaison étaient entièrement attribués à l'atome le plus électronégatif. Il se note en chiffres romains précédés d'un signe (0, +I, +II, −I, −II...) au-dessus du symbole de l'élément.
H2O : 2×n.o.(H) + n.o.(O) = 0 → 2×(+I) + n.o.(O) = 0 → n.o.(O) = −II.
CO2 : n.o.(C) + 2×(−II) = 0 → n.o.(C) = +IV.
SO4²⁻ : n.o.(S) + 4×(−II) = −2 → n.o.(S) = +VI.
Fe2O3 : 2×n.o.(Fe) + 3×(−II) = 0 → n.o.(Fe) = +III.
Une réaction d'oxydoréduction (ou réaction redox) est une réaction chimique au cours de laquelle il y a un transfert d'électrons entre deux espèces chimiques. Ce transfert se traduit par une variation du nombre d'oxydation d'au moins deux éléments : l'un voit son n.o. augmenter, l'autre voit son n.o. diminuer.
Pour vérifier qu'une réaction est une oxydoréduction : on calcule le n.o. de chaque élément susceptible de changer, dans les réactifs puis dans les produits. Si au moins un n.o. augmente et qu'au moins un autre diminue, la réaction est bien une oxydoréduction.
Pour 2Mg + O2 → 2MgO : n.o.(Mg) passe de 0 à +II (augmente) ; n.o.(O) passe de 0 à −II (diminue). Les deux n.o. varient : c'est bien une réaction d'oxydoréduction.
Une réaction par voie sèche se déroule sans solvant, directement entre réactifs solides et/ou gazeux, généralement en portant le mélange à haute température (combustion, incandescence).
Un ruban de magnésium porté à la flamme brûle vivement dans le dioxygène de l'air avec une lumière blanche éblouissante, en formant un solide blanc (l'oxyde de magnésium) : 2Mg(s) + O2(g) → 2MgO(s).
Une réaction par voie humide se déroule en solution aqueuse : l'une au moins des espèces qui réagissent est dissoute dans l'eau (ion en solution).
Si l'on plonge un clou de fer dans une solution bleue de sulfate de cuivre (II), un dépôt rougeâtre de cuivre métallique apparaît sur le clou et la couleur bleue de la solution s'atténue (formation d'ions Fe²⁺ incolores en solution) : Fe(s) + Cu²⁺(aq) → Fe²⁺(aq) + Cu(s).
Toute réaction d'oxydoréduction peut se décomposer en deux demi-réactions électroniques :
Pour Fe(s) + Cu²⁺(aq) → Fe²⁺(aq) + Cu(s) :
Oxydation : Fe → Fe²⁺ + 2e⁻
Réduction : Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu
La somme des deux demi-réactions (les électrons s'annulent) redonne bien l'équation globale.
Un couple redox (noté Ox/Red) regroupe la forme oxydée et la forme réduite d'un même élément, reliées par un échange d'électrons : Ox + n e⁻ ⇌ Red. Exemples : Cu²⁺/Cu et Fe²⁺/Fe.
Les réactions d'oxydoréduction ne sont pas de simples curiosités de laboratoire : elles sont à la base de nombreux procédés industriels et domestiques.
| Application | Principe redox mis en jeu | Exemple / équation |
|---|---|---|
| Nettoyage des vêtements (tache de rouille) | Un acide (oxalique, citrique) réduit et complexe le fer(III) insoluble de la rouille en ions Fe²⁺ solubles, éliminés par rinçage | Rouille ≈ Fe2O3 hydraté ; Fe³⁺ (insoluble) → Fe²⁺ (soluble) |
| Soudage des rails (aluminothermie) | L'aluminium, très réducteur, arrache l'oxygène à l'oxyde de fer ; réaction très exothermique (≈ 2500 °C) qui produit du fer liquide | 2Al(s) + Fe2O3(s) → Al2O3(s) + 2Fe(l) |
| Préparation de la soude (NaOH) | Procédé chlore-alcali : électrolyse d'une saumure (solution concentrée de NaCl) — oxydation des ions Cl⁻ en Cl2, réduction de l'eau en H2 et ions OH⁻ | Cl⁻ → ½Cl2 + e⁻ (anode) ; H2O + e⁻ → ½H2 + OH⁻ (cathode) |
| Raffinage des métaux | Le métal impur est oxydé (dissous) puis le métal pur est redéposé par réduction ; ou un oxyde métallique est réduit par le carbone (haut fourneau) | Raffinage électrolytique du cuivre ; Fe2O3 + 3CO → 2Fe + 3CO2 |
La réaction 2Al + Fe2O3 → Al2O3 + 2Fe est extrêmement exothermique : la température du fer liquide obtenu dépasse 2000 °C. Cette réaction est utilisée pour souder bout à bout les rails de chemin de fer sur le terrain : un moule réfractaire est placé autour du joint à souder, le mélange aluminothermique (poudre d'aluminium + oxyde de fer) est enflammé au-dessus, et le fer liquide produit comble l'espace entre les deux rails puis se solidifie en formant une soudure continue et solide.
Déterminer le nombre d'oxydation de l'élément souligné dans chacune des espèces suivantes :
1) Al³⁺ (ion aluminium)
2) Cl2 (dichlore)
3) H2O — n.o. de l'oxygène
4) CO2 — n.o. du carbone
5) Fe2O3 — n.o. du fer
1) Ion monoatomique : n.o.(Al) = +III (égal à la charge de l'ion).
2) Corps pur simple : n.o.(Cl) = 0.
3) 2×n.o.(H) + n.o.(O) = 0 → 2×(+I) + n.o.(O) = 0 → n.o.(O) = −II.
4) n.o.(C) + 2×(−II) = 0 → n.o.(C) = +IV.
5) 2×n.o.(Fe) + 3×(−II) = 0 → 2×n.o.(Fe) = +VI → n.o.(Fe) = +III.
On plonge une lame de zinc dans une solution de sulfate de cuivre (II). On observe la formation d'un dépôt rougeâtre de cuivre sur la lame et une décoloration progressive de la solution bleue. L'équation de la réaction est : Zn(s) + Cu²⁺(aq) → Zn²⁺(aq) + Cu(s).
1) Calculer le n.o. du zinc et du cuivre avant et après la réaction.
2) En déduire l'espèce oxydée et l'espèce réduite.
3) Identifier l'oxydant et le réducteur de cette réaction.
4) Donner les deux couples oxydant/réducteur mis en jeu.
1) Zn : n.o.(Zn) = 0 (métal) → n.o.(Zn²⁺) = +II dans Zn²⁺. Cu : n.o.(Cu²⁺) = +II → n.o.(Cu) = 0 (métal déposé).
2) Le n.o. du zinc augmente (0 → +II) : le zinc est oxydé. Le n.o. du cuivre diminue (+II → 0) : l'ion cuivre (II) est réduit.
3) L'oxydant est l'espèce réduite : Cu²⁺. Le réducteur est l'espèce oxydée : Zn.
4) Couples redox : Zn²⁺/Zn et Cu²⁺/Cu.
On réalise la réaction entre les ions fer (III) et le cuivre métallique, d'équation : 2Fe³⁺(aq) + Cu(s) → 2Fe²⁺(aq) + Cu²⁺(aq).
1) Calculer le n.o. du fer et du cuivre dans les réactifs et dans les produits.
2) Écrire la demi-réaction de réduction (celle du fer).
3) Écrire la demi-réaction d'oxydation (celle du cuivre).
4) Vérifier que le nombre d'électrons échangés est bien conservé entre les deux demi-réactions.
5) Identifier l'oxydant, le réducteur, et les couples redox mis en jeu.
1) n.o.(Fe³⁺) = +III → n.o.(Fe²⁺) = +II (diminue : réduction). n.o.(Cu) = 0 → n.o.(Cu²⁺) = +II (augmente : oxydation).
2) Réduction : Fe³⁺ + e⁻ → Fe²⁺ (×2, car il y a 2 ions Fe³⁺ dans l'équation).
3) Oxydation : Cu → Cu²⁺ + 2e⁻.
4) La réduction, multipliée par 2, échange 2 e⁻ ; l'oxydation du cuivre échange également 2 e⁻. Les électrons s'équilibrent : 2Fe³⁺ + 2e⁻ + Cu → 2Fe²⁺ + Cu²⁺ + 2e⁻, soit après simplification 2Fe³⁺ + Cu → 2Fe²⁺ + Cu²⁺. ✓
5) Oxydant : Fe³⁺ (espèce réduite). Réducteur : Cu (espèce oxydée). Couples : Fe³⁺/Fe²⁺ et Cu²⁺/Cu.
Pour souder un rail, on utilise la réaction d'aluminothermie : 2Al(s) + Fe2O3(s) → Al2O3(s) + 2Fe(l). On dispose d'une masse m(Fe2O3) = 800 g d'oxyde de fer (III). Données : M(Al) = 27 g/mol, M(Fe) = 56 g/mol, M(O) = 16 g/mol.
1) Calculer les masses molaires M(Fe2O3) et M(Al2O3).
2) Calculer la quantité de matière n(Fe2O3) disponible.
3) En déduire la quantité puis la masse d'aluminium nécessaire pour réagir totalement avec cet oxyde de fer.
4) Calculer la masse de fer liquide obtenue.
5) Vérifier la conservation de la masse totale.
1) M(Fe2O3) = 2×56 + 3×16 = 112 + 48 = 160 g/mol. M(Al2O3) = 2×27 + 3×16 = 54 + 48 = 102 g/mol.
2) n(Fe2O3) = m/M = 800/160 = 5 mol.
3) D'après les coefficients stœchiométriques, n(Al) = 2×n(Fe2O3) = 2×5 = 10 mol. Donc m(Al) = n×M = 10×27 = 270 g.
4) n(Fe) = 2×n(Fe2O3) = 10 mol, donc m(Fe) = 10×56 = 560 g.
5) Masse des réactifs : 270 + 800 = 1070 g. Masse des produits : n(Al2O3) = 5 mol soit m(Al2O3) = 5×102 = 510 g ; 510 + 560 = 1070 g. La masse totale est bien conservée. ✓
Sur un chantier de voie ferrée, on doit souder deux rails à l'aide de la réaction d'aluminothermie 2Al(s) + Fe2O3(s) → Al2O3(s) + 2Fe(l). Le chantier nécessite la production de m(Fe) = 336 g de fer liquide. Données : M(Al) = 27 g/mol, M(Fe) = 56 g/mol, M(O) = 16 g/mol.
10 questions · Correction immédiate
Le nombre d'oxydation d'un élément dans un corps pur simple (Fe, Cl2, O2, Al...) est toujours égal à :
Le nombre d'oxydation de l'ion monoatomique Fe³⁺ est :
Dans la molécule d'eau H2O, le nombre d'oxydation de l'oxygène est :
Dans l'ion sulfate SO4²⁻, le nombre d'oxydation du soufre est :
Dans la réaction Fe(s) + Cu²⁺(aq) → Fe²⁺(aq) + Cu(s), l'oxydant est :
Pour la réaction Fe(s) + Cu²⁺(aq) → Fe²⁺(aq) + Cu(s), la demi-réaction d'oxydation s'écrit :
La combustion du magnésium dans le dioxygène, 2Mg(s) + O2(g) → 2MgO(s), sans solvant et à haute température, est une réaction :
La réaction Fe(s) + Cu²⁺(aq) → Fe²⁺(aq) + Cu(s), qui se déroule en solution aqueuse, est dite réaction :
Le couple redox Fe²⁺/Fe est constitué de :
Dans la réaction d'aluminothermie utilisée pour souder les rails, 2Al(s) + Fe2O3(s) → Al2O3(s) + 2Fe(l), l'aluminium joue le rôle de :
