Oxydation et réduction

L’oxydation et la réduction sont les deux aspects d’une réaction d’oxydoréduction. L’oxydation correspond à une perte d’électrons, et la réduction à un gain d’électrons. Si une espèce perd des électrons, une autre doit les gagner, donc ces deux processus ont toujours lieu ensemble.

La façon la plus rapide de classer une réaction d’oxydoréduction est de se poser une question : quelle espèce a perdu des électrons, et quelle espèce en a gagné ? Si les électrons ne sont pas écrits explicitement, utilisez les nombres d’oxydation pour suivre le changement.

Oxydation vs réduction en une ligne

Retenez d’abord cette règle : l’oxydation est une perte d’électrons, et la réduction est un gain d’électrons.

Ces demi-équations montrent clairement le schéma :

$$\mathrm{Zn} \rightarrow \mathrm{Zn}^{2+} + 2e^-$$

Le zinc perd deux électrons, donc le zinc est oxydé.

$$\mathrm{Cu}^{2+} + 2e^- \rightarrow \mathrm{Cu}$$

L’ion cuivre gagne deux électrons, donc le cuivre est réduit.

Comment les nombres d’oxydation vous aident à repérer une réaction d’oxydoréduction

Dans beaucoup de réactions d’oxydoréduction, les électrons n’apparaissent pas comme des particules séparées. Dans ce cas, les nombres d’oxydation sont un outil de comptabilité qui vous aide à suivre quel atome perd effectivement de la densité électronique et lequel en gagne.

Si le nombre d’oxydation d’un atome augmente, cet atome est oxydé. Si le nombre d’oxydation d’un atome diminue, cet atome est réduit.

Cela fonctionne même lorsque les atomes sont dans des composés, où le nombre d’oxydation est généralement une valeur formelle de comptabilité plutôt qu’une charge réelle portée par l’atome.

Exemple détaillé : zinc et ion cuivre

Considérez la réaction

$$\mathrm{Zn} + \mathrm{Cu}^{2+} \rightarrow \mathrm{Zn}^{2+} + \mathrm{Cu}$$

Commencez par les nombres d’oxydation. Le zinc passe de $0$ dans $\mathrm{Zn}$ à $+2$ dans $\mathrm{Zn}^{2+}$, donc le zinc est oxydé. Le cuivre passe de $+2$ dans $\mathrm{Cu}^{2+}$ à $0$ dans $\mathrm{Cu}$, donc le cuivre est réduit.

On peut aussi voir directement le transfert d’électrons :

$$\mathrm{Zn} \rightarrow \mathrm{Zn}^{2+} + 2e^-$$ $$\mathrm{Cu}^{2+} + 2e^- \rightarrow \mathrm{Cu}$$

Quand on additionne ces deux demi-équations, les électrons se simplifient, ce qui confirme que la réaction globale est une réaction d’oxydoréduction.

Cet exemple montre aussi les deux agents :

• Le zinc est l’agent réducteur parce qu’il cède des électrons et provoque la réduction.
• L’ion cuivre est l’agent oxydant parce qu’il capte des électrons et provoque l’oxydation.

Erreurs fréquentes dans les réactions d’oxydoréduction

Considérer l’oxydation comme un simple « ajout d’oxygène »

Ce raccourci fonctionne dans certaines réactions connues, mais ce n’est pas la définition complète. Une réaction peut être une oxydation même sans oxygène, tant qu’il y a perte d’électrons ou augmentation du nombre d’oxydation.

Oublier que l’oxydation et la réduction ont toujours lieu ensemble

Une espèce ne peut pas perdre des électrons sans qu’une autre les gagne. Si une réaction semble ne montrer qu’une oxydation ou qu’une réduction, il manque quelque chose dans le tableau.

Confondre agent oxydant et agent réducteur

L’agent oxydant est réduit, et l’agent réducteur est oxydé. Les noms décrivent l’effet de chaque espèce sur l’autre.

Où l’oxydation et la réduction sont utilisées

Les idées d’oxydoréduction sont importantes dans les piles, la corrosion, la combustion, l’électrolyse et le métabolisme cellulaire. Dans chaque cas, la question utile reste la même : où les électrons commencent-ils, et où finissent-ils ?

C’est pour cela que l’oxydoréduction apparaît si souvent dans les cours de chimie. Elle relie la classification des réactions, les nombres d’oxydation, les méthodes d’équilibrage et les systèmes réels qui transfèrent de l’énergie.

Essayez une réaction similaire

Prenez une réaction comme

$$\mathrm{Mg} + \mathrm{Cl}_2 \rightarrow \mathrm{MgCl}_2$$

Faites votre propre analyse : attribuez les nombres d’oxydation, identifiez ce qui est oxydé et réduit, puis nommez l’agent oxydant et l’agent réducteur.