Oxydoréduction

En clair. Couples, demi-équations, piles.

Ce qu'on te demande au bac STL : maîtriser le vocabulaire de « Oxydoréduction », savoir refaire les calculs ou raisonnements du cours et les appliquer à un cas concret.

Conseil de révision. Relis d'abord l'encadré, puis fais le quiz : si tu bloques, reprends la partie correspondante du cours.

Définitions clés

• Oxydation : perte d'électrons. Réduction : gain d'électrons.
• Oxydant : espèce qui capte des électrons (elle est réduite). Réducteur : espèce qui en cède (elle est oxydée).
• Couple rédox Ox/Red : $\text{Ox} + n\,e^- \rightleftharpoons \text{Red}$.
• Nombre d'oxydation : charge fictive portée par un atome ; sa variation identifie l'oxydation (n.o. ↑) ou la réduction (n.o. ↓).

Écrire une équation d'oxydoréduction

Méthode en milieu acide :

1. équilibrer l'élément principal ; 2. équilibrer l'oxygène avec H₂O ; 3. équilibrer l'hydrogène avec H⁺ ; 4. équilibrer les charges avec les électrons ; 5. combiner pour éliminer les électrons.

Exemple (MnO₄⁻/Mn²⁺ et Fe³⁺/Fe²⁺) : $\text{MnO}_4^- + 8\,\text{H}^+ + 5\,e^- \rightarrow \text{Mn}^{2+} + 4\,\text{H}_2\text{O}$ $\text{Fe}^{2+} \rightarrow \text{Fe}^{3+} + e^-$ $\text{MnO}_4^- + 8\,\text{H}^+ + 5\,\text{Fe}^{2+} \rightarrow \text{Mn}^{2+} + 5\,\text{Fe}^{3+} + 4\,\text{H}_2\text{O}$

Potentiel et prévision des réactions

$E = E^\circ + \frac{0{,}06}{n}\log\frac{[\text{Ox}]}{[\text{Red}]} \quad \text{(Nernst à 25 °C)}$

Règle du gamma : l'oxydant du couple de plus haut potentiel réagit spontanément avec le réducteur du couple de plus bas potentiel, avec $\log K = \frac{n\,\Delta E^\circ}{0{,}06}$.

Exemple chiffré : Cu²⁺ + Zn → Cu + Zn²⁺, ΔE° = 1,10 V, n = 2, log K ≈ 36,7 : réaction totale.

Dosage rédox

Le titrage par le permanganate est colorimétrique sans indicateur : l'équivalence correspond à la première teinte rose persistante.

V = 20,0 mL de solution de Fe²⁺ dosés par V_éq = 12,5 mL de KMnO₄ à 2,0×10⁻² mol·L⁻¹ :

• n(MnO₄⁻) = 2,5×10⁻⁴ mol ; n(Fe²⁺) = 5 × 2,5×10⁻⁴ = 1,25×10⁻³ mol ;
• C(Fe²⁺) = 6,25×10⁻² mol·L⁻¹.

Applications en biologie et en laboratoire

• Chaîne respiratoire mitochondriale : cascade de couples de potentiels croissants, de NAD⁺/NADH (−0,32 V) à O₂/H₂O (+0,82 V) ; l'énergie libérée alimente la synthèse d'ATP.
• Glycémie enzymatique : la glucose-oxydase oxyde le glucose ; le peroxyde formé génère un colorant dosé par spectrophotométrie.
• Corrosion et protection cathodique par anode sacrificielle en zinc.
• Piles et accumulateurs : Daniell, alcaline, Li-ion.

Erreurs fréquentes

• ❌ Équilibrer l'oxygène avec O₂ au lieu de H₂O.
• ❌ Oublier le coefficient stœchiométrique (le ×5) à l'équivalence.
• ❌ Croire que l'oxydant « s'oxyde » : il est réduit.
• ❌ Appliquer la règle du gamma sans vérifier le milieu (acide) et les concentrations.

Quiz de révision

1. Le réducteur subit quelle transformation ? → Il s'oxyde en cédant des électrons.
2. Que vaut E°(H⁺/H₂) ? → 0,00 V par convention.
3. Comment repère-t-on l'équivalence au permanganate ? → Persistance de la coloration rose.
4. Zn réduit-il Cu²⁺ ? → Oui, car E°(Cu²⁺/Cu) > E°(Zn²⁺/Zn).