ChimieGratuit

Oxydoréduction

~27 min de lecture 8 sections

S’entraîner sur ce chapitre Fiche de synthèse

Ce que tu vas travailler

Prévoir un équilibre et résoudre des problèmes acido-basiques ou rédox.

Prérequis : Mole, concentrations et équilibrage des équations.

Lis les explications, refais les exemples sur papier, puis cherche les exercices avant d’ouvrir leur correction. La fiche de synthèse, lorsqu’elle est disponible, sert à réviser après le cours.

Respirer, c'est faire du redox. La chaîne respiratoire de tes mitochondries transfère des électrons d'une molécule à l'autre pour fabriquer de l'ATP. Une pile fait exactement la même chose, en dehors du corps.

Tout le chapitre tient sur une phrase : suivre les électrons. Qui les donne, qui les prend.

Sommaire du cours

1Oxydation et réduction

Le réducteur cède des électrons (il s'oxyde) ; l'oxydant les capte (il se réduit).

Historiquement, l'oxydation désignait une réaction avec l'oxygène (le fer qui rouille, le bois qui brûle). La définition moderne est bien plus large et plus utile : une oxydation est une perte d'électrons, une réduction est un gain d'électrons. L'oxygène n'est plus qu'un cas particulier.

Le moyen mnémotechnique universel est OIL RIG : Oxidation Is Loss, Reduction Is Gain. Attention au paradoxe de vocabulaire : « réduction » ne veut pas dire « diminuer » quelque chose de visible, mais réduire la charge de l'espèce en lui ajoutant des électrons négatifs. Un ion Cu²⁺ qui gagne 2 électrons devient Cu neutre : sa charge passe de +2 à 0, elle a bien été « réduite ».

Le point capital : ces deux réactions sont indissociables. Un électron perdu par un atome est forcément récupéré par un autre, il ne disparaît jamais dans le vide. Une oxydation ne se produit jamais seule : elle est toujours accompagnée d'une réduction. D'où le mot unique d'oxydo-réduction : deux faces d'un même transfert.

OIL RIG, ton garde-fou

Dès qu'une espèce perd des électrons → elle s'oxyde. Dès qu'elle en gagne → elle se réduit. Écris toujours le sens de circulation des e⁻ : celui qui les lâche s'oxyde, celui qui les reçoit se réduit. Une seule flèche mentale et tu ne te trompes plus.

\displaystyle Zn \rightarrow Zn^{2+} + 2\,e^-

\displaystyle Cu^{2+} + 2\,e^- \rightarrow Cu

Deux demi-réactions : le zinc s'oxyde, le cuivre se réduit.

Dans l'exemple ci-dessus, le zinc métallique lâche 2 électrons (oxydation) et l'ion cuivre les capte (réduction). Les 2 électrons perdus par Zn sont exactement les 2 gagnés par Cu²⁺ : le compte est bon, l'électron ne se perd pas.

🧩 Dans la transformation Fe²⁺ → Fe³⁺, y a-t-il oxydation ou réduction ? Combien d'électrons sont échangés ?

Facile

🧩 L'ion permanganate se transforme selon MnO₄⁻ → Mn²⁺. Le manganèse passe du degré +7 au degré +2. Oxydation ou réduction ? Combien d'électrons captés ?

Intermédiaire

2Oxydant et réducteur

Puisque tout transfert met en jeu deux partenaires, on leur donne un nom. L'oxydant est l'espèce qui capte les électrons : ce faisant, elle se réduit. Le réducteur est l'espèce qui cède ses électrons : ce faisant, elle s'oxyde. Source classique d'erreurs au concours : l'oxydant subit une réduction, et le réducteur subit une oxydation. L'oxydant est celui qui oxyde l'autre en lui prenant ses électrons.

À chaque espèce est associé son partenaire par un couple oxydant/réducteur, noté Ox/Red : la forme oxydée (à gauche) et la forme réduite (à droite) se transforment l'une en l'autre. On l'écrit avec une demi-équation réversible :

\displaystyle Ox + n\,e^- \rightleftharpoons Red

La demi-équation générale d'un couple Ox/Red.

Lue de gauche à droite c'est une réduction (l'oxydant gagne des électrons) ; lue de droite à gauche c'est une oxydation. Voici quelques couples de référence à connaître :

Couple Ox/Red	Forme oxydée	Forme réduite	Demi-équation
---	---	---	---
Zn²⁺/Zn	Zn²⁺	Zn	Zn²⁺ + 2 e⁻ ⇌ Zn
Cu²⁺/Cu	Cu²⁺	Cu	Cu²⁺ + 2 e⁻ ⇌ Cu
H⁺/H₂	H⁺	H₂	2 H⁺ + 2 e⁻ ⇌ H₂
Fe³⁺/Fe²⁺	Fe³⁺	Fe²⁺	Fe³⁺ + e⁻ ⇌ Fe²⁺

Fais réagir un oxydant et un réducteur, et regarde les électrons passer de l'un à l'autre :

🔧 Une réaction redox = un transfert d'électrons. Règle combien d'électrons changent de camp.

Réducteur

perd 2 e⁻

il s'oxyde

⚡⚡→

Oxydant

gagne 2 e⁻

il se réduit

électrons échangés = 2

Moyen mnémotechnique : OIL RIG— Oxidation Is Loss, Reduction Is Gain (d'électrons). Le nombre d'e⁻ perdus = nombre gagnés.

Une réaction redox complète, c'est l'oxydant d'un couple qui réagit avec le réducteur d'un autre couple. Le réducteur (Zn) donne ses électrons à l'oxydant (Cu²⁺) : on additionne les deux demi-équations en veillant à ce que les électrons cédés soient exactement ceux captés.

Ne confonds pas les rôles

Le réducteur est celui qui se fait oxyder ; l'oxydant est celui qui se fait réduire. C'est contre-intuitif mais logique : le réducteur « réduit l'autre » en lui offrant des électrons, donc lui-même s'oxyde. Relis-le deux fois : cette inversion piège la moitié des candidats.

🧩 Dans la réaction Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu, identifie l'oxydant et le réducteur.

Facile

🧩 Le couple Fe³⁺/Fe²⁺ met en jeu 1 électron, le couple Cu²⁺/Cu en met 2. Écris la réaction entre Fe²⁺ (réducteur) et Cu²⁺ (oxydant) en équilibrant les électrons.

Intermédiaire

Le réflexe concours⏱ 15 s — oxydant ou réducteur ?

1Réducteur = il donne ses électrons, donc il s'oxyde. Retiens : « le réducteur réduit l'autre ».
2Oxydant = il capte les électrons, donc il se réduit.
3Moyen sûr : celui dont le nombre d'oxydation augmente s'est oxydé.

3Le nombre d'oxydation

Comment repérer d'un coup d'œil qui s'oxyde et qui se réduit, même dans une molécule compliquée ? On utilise le nombre d'oxydation (n.o.), ou degré d'oxydation : une charge fictive attribuée à chaque atome comme si toutes ses liaisons étaient ioniques (l'atome le plus électronégatif emporte les électrons partagés). C'est un simple compteur d'électrons.

L'intérêt est immédiat : si le n.o. d'un atome augmente, il a perdu des électrons → oxydation ; s'il diminue → réduction. C'est la traduction chiffrée de OIL RIG. Le n.o. se note en chiffres romains signés : +II, +VII, −II.

Pour le calculer, applique ces règles dans l'ordre :

Règle	Valeur du n.o.	Exemple
---	---	---
Corps simple (élément seul)	0	Zn, O₂, H₂, Fe → 0
Ion monoatomique	= charge de l'ion	Na⁺ → +I ; Cl⁻ → −I ; Al³⁺ → +III
Oxygène (sauf peroxydes)	−II	dans H₂O, CO₂ → −II
Hydrogène (sauf hydrures)	+I	dans H₂O, NH₃ → +I
Somme dans une molécule neutre	0	tous les n.o. s'additionnent à 0
Somme dans un ion polyatomique	= charge de l'ion	dans SO₄²⁻ → total = −2

\displaystyle \sum \text{n.o.} = \text{charge de l'édifice}

La somme des nombres d'oxydation vaut la charge globale de l'édifice.

Prenons un exemple chiffré concret : le soufre dans l'ion sulfate SO₄²⁻. Chaque oxygène vaut −II, soit 4 × (−2) = −8 pour les quatre oxygènes. La somme doit égaler la charge de l'ion, −2. Donc n.o.(S) + (−8) = −2, d'où n.o.(S) = +VI. Même méthode dans le CO₂ : les deux oxygènes valent 2×(−2) = −4, la molécule est neutre, donc n.o.(C) − 4 = 0, soit n.o.(C) = +IV.

Un outil, pas une vérité physique

Le nombre d'oxydation ne correspond pas à une charge réelle : dans H₂O l'oxygène ne porte pas vraiment −2. C'est une convention de comptage qui marche à merveille pour suivre les électrons. Ne cherche pas à le « voir » : utilise-le comme un tableau de bord.

🧩 Quel est le nombre d'oxydation de l'azote dans l'ammoniac NH₃ ?

Facile

🧩 Détermine le n.o. du manganèse dans l'ion permanganate MnO₄⁻, puis vérifie qu'il diminue bien quand il devient Mn²⁺.

Intermédiaire

4Équilibrer une réaction redox

Équilibrer une réaction redox demande trois conservations simultanées : les atomes, les charges, et surtout le nombre d'électrons (ceux cédés par le réducteur doivent être exactement ceux captés par l'oxydant). La méthode des demi-équations rend tout cela mécanique.

La recette : (1) écris les deux demi-équations séparément ; (2) équilibre chacune en atomes puis en charge, en ajoutant si besoin H₂O, H⁺ (milieu acide) et des e⁻ ; (3) multiplie chaque demi-équation pour égaliser le nombre d'électrons ; (4) additionne : les électrons disparaissent du bilan.

Prenons la réaction du permanganate MnO₄⁻ (oxydant, milieu acide) avec l'ion fer Fe²⁺ (réducteur) :

\displaystyle MnO_4^- + 8\,\text{H}^+ + 5\,e^- \rightarrow Mn^{2+} + 4\,\text{H}_2\text{O}

\displaystyle Fe^{2+} \rightarrow Fe^{3+} + e^-

Les deux demi-équations avant multiplication.

La réduction met en jeu 5 électrons, l'oxydation 1 seul. Pour égaliser, on multiplie la demi-équation du fer par 5, ce qui fournit les 5 électrons attendus. On additionne alors les deux :

\displaystyle MnO_4^- + 8\,\text{H}^+ + 5\,Fe^{2+} \rightarrow Mn^{2+} + 4\,\text{H}_2\text{O} + 5\,Fe^{3+}

Le bilan final : plus aucun électron ne subsiste.

Vérifie toujours à la fin : atomes (1 Mn, 4 O, 8 H, 5 Fe de chaque côté ✓) et charges (à gauche : −1 + 8 + 5×2 = +17 ; à droite : +2 + 5×3 = +17 ✓). Quand atomes ET charges collent, l'équation est juste.

La règle d'or des électrons

Le nombre d'électrons cédés = le nombre d'électrons captés. C'est ce qui fixe les coefficients. Trouve le plus petit commun multiple des électrons de chaque demi-équation (ici 5 et 1 → 5) et multiplie pour l'atteindre. Le reste n'est que comptage.

🧩 Équilibre la réaction entre le zinc métallique et l'ion argent Ag⁺ (couples Zn²⁺/Zn et Ag⁺/Ag).

Intermédiaire

🧩 En milieu acide, l'ion dichromate Cr₂O₇²⁻ (le chrome passe de +VI à +III) réagit avec Fe²⁺. Équilibre la demi-équation de réduction du dichromate, puis la réaction complète.

Concours

Le réflexe concours⏱ 25 s — équilibrer une demi-équation

1Équilibre d'abord l'élément principal, puis les O avec H₂O, puis les H avec H⁺.
2Termine par les charges, avec des électrons.
3Additionne les deux demi-équations en multipliant pour que les électrons disparaissent entièrement.

5La pile électrochimique

Une pile : à une électrode les électrons partent (−), à l'autre ils arrivent (+) ; le pont salin ferme le circuit.

Quand un réducteur et un oxydant sont directement en contact, les électrons sautent sur place et l'énergie part en chaleur. L'idée de la pile est de séparer physiquement l'oxydation et la réduction en deux compartiments (demi-piles) et de forcer les électrons à circuler dans un fil pour passer de l'un à l'autre : ce déplacement ordonné d'électrons est un courant électrique. Une pile transforme donc une réaction redox spontanée en énergie électrique.

Deux électrodes portent des noms précis. L'anode est le lieu de l'oxydation (le réducteur y cède ses électrons) ; la cathode est le lieu de la réduction (l'oxydant y capte les électrons). Mnémotechnique : « Anode = oxidAtion », les deux partagent le A. Dans une pile, l'anode est le pôle négatif (−) et la cathode le pôle positif (+), car les électrons quittent l'anode.

L'exemple canonique du concours est la pile Daniell : une demi-pile zinc (lame de Zn dans Zn²⁺) et une demi-pile cuivre (lame de Cu dans Cu²⁺), reliées par un pont salin qui assure la neutralité en laissant circuler les ions. Le zinc, meilleur réducteur, s'oxyde et se dissout ; le cuivre se dépose.

\displaystyle \text{Anode }(-): \quad Zn \rightarrow Zn^{2+} + 2\,e^-

\displaystyle \text{Cathode }(+): \quad Cu^{2+} + 2\,e^- \rightarrow Cu

Les deux électrodes de la pile Daniell.

Le sens de circulation est une source d'erreur classique. Les électrons sortent de l'anode (−) et vont vers la cathode (+) dans le fil ; le courant conventionnel (celui des flèches en physique), lui, circule en sens inverse, de la cathode (+) vers l'anode (−). Dans la pile Daniell, la lame de zinc maigrit (elle se dissout) tandis que la lame de cuivre grossit (le cuivre se dépose).

Électrons contre courant : sens opposés

Les électrons circulent de l'anode (−) vers la cathode (+). Le courant conventionnel circule dans le sens opposé, de + vers −. Cette convention historique (antérieure à la découverte de l'électron) piège les candidats à chaque examen : dessine d'abord les électrons, puis inverse pour le courant.

🧩 Dans une pile Daniell, quelle lame maigrit et quelle lame grossit ?

Facile

🧩 Dans une pile Zn/Cu, indique le pôle − et le pôle +, le sens des électrons dans le fil et le sens du courant.

Intermédiaire

Vu au concoursAnode ou cathode ?

La règle ne change jamais, pile ou électrolyse : l'oxydation se produit à l'anode, la réduction à la cathode. Ce sont les signes qui s'inversent entre une pile (anode −) et une électrolyse (anode +).

6L'électrolyse

La pile fonctionne seule car sa réaction est spontanée. L'électrolyse fait l'inverse : on impose un courant avec un générateur extérieur pour forcer une réaction redox qui ne se produirait pas spontanément. On dépense de l'énergie électrique pour provoquer une transformation chimique : c'est le principe de la charge d'une batterie, de la galvanoplastie ou de la production d'aluminium et de dihydrogène.

Les rôles restent liés à la nature de la réaction : la cathode reste le lieu de la réduction, l'anode le lieu de l'oxydation. Mais comme le générateur impose les polarités, les signes s'inversent par rapport à la pile : en électrolyse, la cathode est reliée au pôle négatif (elle apporte les électrons pour réduire) et l'anode au positif. Retiens la constante : cathode = réduction, anode = oxydation, toujours.

\displaystyle \text{Cathode }(-): \quad 2\,\text{H}_2\text{O} + 2\,e^- \rightarrow \text{H}_2 + 2\,\text{OH}^-

\displaystyle \text{Anode }(+): \quad 2\,\text{H}_2\text{O} \rightarrow \text{O}_2 + 4\,\text{H}^+ + 4\,e^-

Électrolyse de l'eau : décomposition forcée en dihydrogène et dioxygène.

L'électrolyse de l'eau produit deux fois plus de dihydrogène que de dioxygène (regarde les coefficients : il faut multiplier la réduction par 2 pour équilibrer les 4 électrons de l'oxydation), ce qui reconstitue la formule H₂O. C'est la réaction inverse de la combustion de l'hydrogène, qui, elle, est spontanée et libère de l'énergie.

Pile ou électrolyse : le bon repère

Dans les deux cas, anode = oxydation et cathode = réduction : ça ne change jamais. Ce qui change, c'est le signe : dans une pile (spontanée), l'anode est −. Dans une électrolyse (forcée), l'anode est +. Raisonne d'abord sur « qui s'oxyde », le signe suivra.

🧩 Lors de l'électrolyse de l'eau, à quelle électrode se dégage le dihydrogène, et pourquoi en obtient-on deux fois plus que de dioxygène ?

Intermédiaire

7Exemples de la vie

La redox gouverne des phénomènes que tu croises chaque jour. La corrosion du fer (la rouille) est une oxydation lente : le fer perd des électrons au profit du dioxygène de l'air en présence d'eau. La combustion (bois, gaz, essence) est une oxydation rapide : le combustible cède ses électrons à l'oxygène en libérant chaleur et lumière. Rouille et flamme sont chimiquement cousines : même transfert d'électrons, cinétique différente.

Le plus fascinant est biologique : la respiration cellulaire est une oxydation lente et contrôlée du glucose. Tes mitochondries « brûlent » le sucre comme une combustion, mais en récupérant l'énergie par petits paquets pour recharger l'ATP, la monnaie énergétique de la cellule. Le bilan global est identique à celui d'une combustion :

\displaystyle \text{C}_6\text{H}_{12}\text{O}_6 + 6\,\text{O}_2 \rightarrow 6\,\text{CO}_2 + 6\,\text{H}_2\text{O}

L'oxydation du glucose : respiration cellulaire et combustion partagent le même bilan.

Le carbone du glucose (n.o. moyen 0) est oxydé en CO₂ (carbone à +IV) tandis que l'oxygène (0 dans O₂) est réduit en H₂O et CO₂ (oxygène à −II). Cette même logique redox alimente donc à la fois un feu de camp et chacune de tes cellules — à la vitesse et à la finesse près.

Pour le futur médecin

Respirer, c'est faire de la redox. Dans la mitochondrie, une chaîne de transporteurs d'électrons fait descendre les électrons du glucose, marche après marche, jusqu'à l'oxygène qui est le dernier accepteur (il se réduit en eau). Mais ce transport n'est pas parfait : quelques électrons « fuient » et forment des radicaux libres (espèces réactives de l'oxygène, comme l'anion superoxyde O₂⁻ ou le peroxyde H₂O₂). Ces radicaux sont de puissants oxydants qui arrachent des électrons à tes membranes, protéines et à ton ADN : c'est le stress oxydatif, impliqué dans le vieillissement, l'athérosclérose et certains cancers. Pour se défendre, l'organisme dispose d'antioxydants — enzymes (superoxyde dismutase, catalase) et molécules alimentaires (vitamine C, vitamine E, polyphénols) — qui se laissent oxyder à la place des cellules, neutralisant le radical en lui cédant un électron. Comprendre l'oxydoréduction, c'est comprendre pourquoi ton corps a besoin d'oxygène… et pourquoi ce même oxygène est aussi une menace qu'il faut dompter.

🧩 Dans la combustion du carbone C + O₂ → CO₂, quelle espèce est l'oxydant et laquelle est le réducteur ?

Facile

🧩 Lors de l'oxydation d'un glucose (C₆H₁₂O₆ + 6 O₂ → 6 CO₂ + 6 H₂O), combien de molécules d'O₂ sont réduites, et quel est le n.o. de l'oxygène avant et après ?

Concours

8Les erreurs fréquentes

Les erreurs qui coûtent des points

Confondre oxydant et réducteur

l'oxydant se fait réduire (il capte les e⁻), le réducteur se fait oxyder (il cède les e⁻).

Croire que « réduction » = diminuer

la réduction est un GAIN d'électrons (RIG) ; elle réduit la charge, pas la matière visible.

Oublier d'équilibrer les électrons

e⁻ cédés = e⁻ captés : multiplie les demi-équations avant d'additionner.

Se tromper de sens du courant

les électrons vont de l'anode (−) vers la cathode (+) ; le courant conventionnel fait l'inverse.

Inverser anode et cathode

anode = oxydAtion, cathode = réduCtion, TOUJOURS, que ce soit une pile ou une électrolyse.

Mal poser le nombre d'oxydation

O vaut −II, H vaut +I, et la somme égale la charge de l'édifice ; résous l'inconnue.

Oublier H⁺ et H₂O en milieu acide

pour équilibrer O et H dans une demi-équation, ajoute H₂O puis H⁺.

Points clés à retenir

Oxydation = perte d'électrons, réduction = gain d'électrons (OIL RIG) ; les deux se produisent toujours ensemble.
L'oxydant capte les e⁻ et se réduit ; le réducteur cède les e⁻ et s'oxyde. Couple noté Ox/Red.
Le nombre d'oxydation compte les électrons : s'il augmente → oxydation, s'il diminue → réduction.
Règles du n.o. : corps simple = 0, O = −II, H = +I, somme = charge de l'édifice.
Équilibrer = conserver atomes, charges ET électrons (e⁻ cédés = e⁻ captés) via les demi-équations.
Pile (spontanée) : anode (−) = oxydation, cathode (+) = réduction ; électrons de − vers +, courant de + vers −.
Électrolyse (forcée) : réaction imposée par un générateur ; anode = oxydation et cathode = réduction, mais signes inversés.
La respiration cellulaire est une oxydation contrôlée du glucose ; radicaux libres et antioxydants sont de la redox appliquée à la santé.

Le chapitre en 8 points

Récap animé— Oxydoréduction en 8 points

01 / 08

Deux réactions couplées

L'oxydation (perte d'e⁻) et la réduction (gain d'e⁻) se produisent toujours ensemble.

Passe à l’entraînement sur ce chapitre

Retrouve les séries disponibles dans l’espace d’entraînement.

S’entraîner

Avant de passer à la suite

Peux-tu expliquer les notions sans relire le cours et refaire les exercices sans regarder la solution ? Marque ce cours terminé quand tu es prêt. Ce suivi personnel ne mesure pas ta maîtrise à l’examen.

Progression enregistrée sur cet appareil, sans synchronisation avec ton compte. Le navigateur doit autoriser le stockage local.

Autres chapitres

Structure de la matière Liaisons chimiques et géométrie moléculaire Nomenclature minérale, mélanges et électrolytes Chimie organique Lois des gaz parfaits Stœchiométrie et solutions Équilibre chimique Réactions acido-basiques