Transformations par oxydo-réduction 1re spé : exercices corrigés (PDF)

Les réactions d’oxydo-réduction reviennent dans toute la chimie du lycée : l’attaque d’un métal par un acide, le dépôt d’un métal sur un autre, un titrage colorimétrique commencent par la même question, « quelles espèces échangent des électrons ? ». Le programme demande d’identifier ce transfert d’électrons à partir de données expérimentales, de le modéliser par des demi-équations électroniques, puis d’établir l’équation de la réaction entre un oxydant et un réducteur, les couples étant donnés. Les trois premiers exercices vérifient que le cours est compris, sans calcul : deux quiz et un texte à trous, corrigés dès que tu valides. Les deux suivants sont des situations de contrôle, avec un corrigé rédigé comme au tableau.

Ox + n e⁻ = Réd tout le chapitre repose sur une seule idée : des électrons passent d’une espèce chimique à une autre

Le transfert d’électrons, et les deux rôles

Les électrons passent directement du réducteur à l’oxydant : autant d’électrons cédés que d’électrons captés.

Le couple oxydant-réducteur, noté Ox / Réd rassemble un oxydant et un réducteur qui se transforment l’un en l’autre par un gain ou une perte d’électrons. L’oxydant s’écrit toujours en premier, à gauche du trait.

La demi-équation électronique relie ces deux espèces : on écrit un signe =, parce qu’elle ne décrit pas à elle seule une réaction qui se produit. Orientée dans le sens où elle se produit, pour être combinée avec une autre, elle s’écrit avec une flèche. Les électrons se placent du côté de l’oxydant, puisque c’est lui qui les capte.

e⁻

L’électron, noté e⁻, porte une charge négative. Un ion métallique porte une charge positive parce qu’il a perdu des électrons par rapport à l’atome neutre ; un ion négatif, lui, en a gagné.

Les deux gestes du chapitre

Équilibrer une demi-équation, en milieu acide

L’élément caractéristique du couple : on égalise son nombre d’atomes de chaque côté.
L’oxygène : on ajoute des molécules d’eau H₂O du côté qui en manque.
L’hydrogène : on ajoute des ions hydrogène H⁺, abondants en milieu acide.
La charge : on ajoute les électrons e⁻ du côté de l’oxydant, jusqu’à égalité.

NO₃⁻ + 4 H⁺ + 3 e⁻ = NO + 2 H₂O

L’exemple du couple NO₃⁻ / NO : un azote de chaque côté, les trois oxygènes de l’ion nitrate retrouvés dans NO et dans 2 H₂O, les quatre hydrogènes apportés par 4 H⁺, et la charge ramenée à zéro par 3 e⁻.

Passer des deux demi-équations à l’équation

Écrire chaque demi-équation dans le sens où elle se produit : la réduction pour l’oxydant, l’oxydation pour le réducteur.
Multiplier chacune pour que les deux échangent le même nombre d’électrons : le plus petit multiple commun suffit.
Additionner les deux : les électrons se trouvent alors en même nombre de part et d’autre, et ils disparaissent.
Simplifier, puis vérifier : les plus petits nombres entiers possibles, les atomes de chaque élément, et la charge totale.

Réd₁ + Ox₂ ⟶ Ox₁ + Réd₂

Aucun électron ne figure dans l’équation de la réaction : ils sont transférés directement d’une espèce à l’autre.

Deux repères pour la copie. Les couples mis en jeu sont toujours donnés par l’énoncé : il n’y a aucune liste à apprendre par cœur. Et une même espèce chimique peut être l’oxydant d’un couple et le réducteur d’un autre : c’est le couple indiqué qui fixe son rôle, pas son nom.

La carte du chapitre : les deux rôles, la notation d’un couple, la méthode d’équilibrage et le chemin qui mène à l’équation de la réaction.

Avant de te lancer : pour les exercices 4 et 5, cherche au brouillon avant d’ouvrir le corrigé : c’est en te trompant que tu progresses. Les exercices réussis se cochent au fur et à mesure, et la page retient où tu en es.

Exercice 3

Le chapitre en un paragraphe

★★★

Le cours en un texte à trous

Une réaction d'oxydo-réduction est un entre deux espèces chimiques. L'espèce qui cède les électrons est le , et elle est au cours de la transformation. Un oxydant et un réducteur qui se transforment l'un en l'autre par un gain ou une perte d'électrons constituent un . Dans la demi-équation de ce couple, les électrons s'écrivent du côté . Pour équilibrer une demi-équation en milieu acide, on ajuste d'abord l'élément caractéristique du couple, puis l'oxygène avec , puis l'hydrogène avec des ions , et enfin la charge avec des . Dans l'équation de la réaction, le nombre d'électrons qui figurent est .

Exercice 4

Graver une plaque de cuivre

★★★

Deux demi-équations, puis l'équation de la réaction

Pour fabriquer un circuit imprimé, on part d’une plaque recouverte d’une fine couche de cuivre. On dessine au feutre résistant le motif à conserver, puis on plonge la plaque dans un bain d’eau oxygénée acidifiée. Le cuivre laissé à nu est attaqué, et le bain se colore peu à peu en bleu. L’eau oxygénée est une solution de peroxyde d’hydrogène $\text{H}_2\text{O}_2$ .

Données : couples oxydant-réducteur mis en jeu : $\text{H}_2\text{O}_2 / \text{H}_2\text{O}$ et $\text{Cu}^{2+} / \text{Cu}$ . Le bain est acide : il contient des ions hydrogène $\text{H}^+$ , c’est-à-dire des protons. En milieu acide, on équilibre une demi-équation dans l’ordre suivant : l’élément caractéristique du couple, l’oxygène avec des molécules d’eau $\text{H}_2\text{O}$ , l’hydrogène avec des ions hydrogène $\text{H}^+$ , puis la charge avec des électrons $e^-$ .

Dans chacun des deux couples, nommer l’oxydant et le réducteur.
Écrire la demi-équation électronique du couple $\text{H}_2\text{O}_2 / \text{H}_2\text{O}$ en milieu acide, en suivant la méthode rappelée dans les données.
Écrire la demi-équation électronique du couple $\text{Cu}^{2+} / \text{Cu}$ , puis l’écrire dans le sens où le cuivre est oxydé.
Les deux demi-équations comptent-elles le même nombre d’électrons ? Établir l’équation de la réaction qui attaque le cuivre.
Vérifier la conservation des atomes de chaque élément, puis celle de la charge totale. Expliquer enfin la couleur bleue du bain.

Voir le corrigé

1. Dans la notation d’un couple, l’oxydant est toujours écrit à gauche du trait. L’oxydant du premier couple est donc le peroxyde d’hydrogène $\text{H}_2\text{O}_2$ , et son réducteur est l’eau $\text{H}_2\text{O}$ . L’oxydant du second couple est l’ion cuivre (II) $\text{Cu}^{2+}$ , et son réducteur est le cuivre métallique $\text{Cu}$ .

2. On suit les étapes de la méthode. Ici, l’élément qui change de forme est l’oxygène, et c’est l’eau elle-même qui le porte du côté du réducteur : on commence donc directement par l’oxygène.

L’oxygène. Le peroxyde d’hydrogène contient 2 atomes d’oxygène ; il faut donc 2 molécules d’eau à droite : $\text{H}_2\text{O}_2 = 2\,\text{H}_2\text{O}$ .
L’hydrogène. Il y a 2 atomes d’hydrogène à gauche et $2 \times 2 = 4$ à droite : on ajoute 4 − 2 = 2 ions hydrogène à gauche : $\text{H}_2\text{O}_2 + 2\,\text{H}^+ = 2\,\text{H}_2\text{O}$ .
La charge. À gauche, elle vaut $0 + 2 \times (+1) = +2$ ; à droite, elle vaut $0$ . On ajoute donc 2 électrons à gauche, c’est-à-dire du côté de l’oxydant :

$\text{H}_2\text{O}_2 + 2\,\text{H}^+ + 2\,e^- = 2\,\text{H}_2\text{O}$

3. L’ion cuivre (II) capte 2 électrons pour donner le cuivre métallique, et la charge est bien conservée, $+2 + 2 \times (-1) = 0$ de chaque côté :

$\text{Cu}^{2+} + 2\,e^- = \text{Cu}$

Dans le bain, c’est le cuivre qui cède ses électrons : on écrit cette demi-équation dans le sens où elle se produit, avec une flèche, en renversant la précédente :

$\text{Cu} \longrightarrow \text{Cu}^{2+} + 2\,e^-$

4. Les deux demi-équations comptent le même nombre d’électrons, 2 : on peut donc les additionner directement, sans multiplier ni l’une ni l’autre. Le peroxyde d’hydrogène est réduit et le cuivre est oxydé :

$\text{H}_2\text{O}_2 + 2\,\text{H}^+ + 2\,e^- \longrightarrow 2\,\text{H}_2\text{O}$

$\text{Cu} \longrightarrow \text{Cu}^{2+} + 2\,e^-$

En additionnant les deux, les 2 électrons se trouvent en même nombre de part et d’autre et ils disparaissent :

$\text{Cu} + \text{H}_2\text{O}_2 + 2\,\text{H}^+ \longrightarrow \text{Cu}^{2+} + 2\,\text{H}_2\text{O}$

Les coefficients ne sont pas tous pairs : l’équation est déjà écrite avec les plus petits nombres entiers possibles.

5. On compte les atomes de chaque élément, puis la charge totale.

Cuivre : 1 atome à gauche, 1 atome à droite.
Hydrogène : $2 + 2 = 4$ atomes à gauche, $2 \times 2 = 4$ atomes à droite.
Oxygène : 2 atomes à gauche, $2 \times 1 = 2$ atomes à droite.
Charge : $0 + 0 + 2 \times (+1) = +2$ à gauche, $+2 + 0 = +2$ à droite.

La couleur bleue du bain vient des ions cuivre (II) $\text{Cu}^{2+}$ formés par la réaction : ils donnent aux solutions aqueuses une teinte bleue, alors que le cuivre métallique de départ était solide et ne colorait rien. La disparition du métal et l’apparition de la couleur sont donc deux façons d’observer la même transformation.

Réflexe à retenir : quand les deux demi-équations comptent le même nombre d’électrons, l’addition est immédiate. Ne saute pas pour autant l’écriture des deux demi-équations : c’est elle qui montre que la méthode est comprise, et elle est notée à part de l’équation finale.

Je l’ai réussi (ta coche reste enregistrée sur cet appareil)

Exercice 5

Deux produits qu'on ne mélange pas

★★★

Type contrôle, avec deux étiquettes à exploiter

Les deux produits d’entretien ci-dessous se trouvent dans beaucoup de placards. Leurs étiquettes mettent en garde contre leur mélange : on cherche ici à comprendre pourquoi, en écrivant l’équation de la réaction qui se produirait.

Désinfectant ménager

Eau de Javel diluée

Composition

Hypochlorite de sodium: ions Na⁺ et ClO⁻
Chlorure de sodium: ions Na⁺ et Cl⁻
Eau: solvant

Attention : ne pas utiliser en combinaison avec d’autres produits. Peut libérer des gaz dangereux (chlore).

Gel anticalcaire

Nettoyant acide pour sanitaires

Composition

Acide chlorhydrique: ions H⁺ et Cl⁻
Agents de surface: moins de 5 %
Eau: solvant

Attention : au contact d’un acide, l’eau de Javel dégage un gaz toxique.

Le document de l’exercice : deux étiquettes de produits d’entretien, comme dans un vrai sujet. Le dichlore Cl₂ est le gaz que les deux mentions de danger appellent « chlore ».

Données : couples oxydant-réducteur mis en jeu : $\text{ClO}^- / \text{Cl}_2$ et $\text{Cl}_2 / \text{Cl}^-$ . Le dichlore $\text{Cl}_2$ est un gaz. Le mélange est acide : il contient des ions hydrogène $\text{H}^+$ , c’est-à-dire des protons. En milieu acide, on équilibre une demi-équation dans l’ordre suivant : l’élément caractéristique du couple, l’oxygène avec des molécules d’eau $\text{H}_2\text{O}$ , l’hydrogène avec des ions hydrogène $\text{H}^+$ , puis la charge avec des électrons $e^-$ .

D’après les étiquettes, quels ions chacun des deux produits apporte-t-il à la solution ?
Dans chacun des deux couples donnés, nommer l’oxydant et le réducteur. Que remarque-t-on sur le dichlore $\text{Cl}_2$ ?
Écrire la demi-équation électronique du couple $\text{ClO}^- / \text{Cl}_2$ en milieu acide, en suivant la méthode rappelée dans les données.
Écrire la demi-équation électronique du couple $\text{Cl}_2 / \text{Cl}^-$ , puis l’écrire dans le sens où l’ion chlorure est oxydé.
Établir l’équation de la réaction entre l’ion hypochlorite $\text{ClO}^-$ et l’ion chlorure $\text{Cl}^-$ en milieu acide, puis l’écrire avec les plus petits nombres entiers possibles.
Vérifier la conservation des atomes de chaque élément, puis celle de la charge totale.
Expliquer, à partir de cette équation, ce que produit le mélange des deux produits, et ce que les deux mentions de danger cherchent à éviter.
L’eau de Javel employée seule, sans produit acide, ne dégage pas ce gaz. Expliquer pourquoi, à partir de l’équation obtenue.

Voir le corrigé

1. L’eau de Javel apporte des ions sodium $\text{Na}^+$ , des ions hypochlorite $\text{ClO}^-$ et des ions chlorure $\text{Cl}^-$ . Le nettoyant acide apporte des ions hydrogène $\text{H}^+$ et des ions chlorure $\text{Cl}^-$ . Les ions sodium n’apparaissent dans aucun des deux couples donnés : ils ne participent pas à la transformation.

2. L’oxydant est écrit à gauche du trait. Dans le couple $\text{ClO}^- / \text{Cl}_2$ , l’oxydant est l’ion hypochlorite $\text{ClO}^-$ et le réducteur est le dichlore $\text{Cl}_2$ . Dans le couple $\text{Cl}_2 / \text{Cl}^-$ , l’oxydant est le dichlore $\text{Cl}_2$ et le réducteur est l’ion chlorure $\text{Cl}^-$ .

Le dichlore est donc le réducteur du premier couple et l’oxydant du second. Ce n’est pas une contradiction : le rôle d’une espèce chimique dépend du couple dans lequel on la considère, et non de son nom. C’est le couple indiqué par l’énoncé qui fixe ce rôle.

3. On suit les quatre étapes de la méthode.

L’élément caractéristique, ici le chlore. Le dichlore $\text{Cl}_2$ contient 2 atomes de chlore ; il faut donc 2 ions hypochlorite à gauche : $2\,\text{ClO}^- = \text{Cl}_2$ .
L’oxygène. Il y a $2 \times 1 = 2$ atomes d’oxygène à gauche et aucun à droite : on ajoute 2 molécules d’eau à droite : $2\,\text{ClO}^- = \text{Cl}_2 + 2\,\text{H}_2\text{O}$ .
L’hydrogène. Il n’y a aucun atome d’hydrogène à gauche et $2 \times 2 = 4$ à droite : on ajoute 4 ions hydrogène à gauche : $2\,\text{ClO}^- + 4\,\text{H}^+ = \text{Cl}_2 + 2\,\text{H}_2\text{O}$ .
La charge. À gauche, elle vaut $2 \times (-1) + 4 \times (+1) = +2$ ; à droite, elle vaut $0$ . On ajoute donc 2 électrons à gauche, du côté de l’oxydant :

$2\,\text{ClO}^- + 4\,\text{H}^+ + 2\,e^- = \text{Cl}_2 + 2\,\text{H}_2\text{O}$

4. Le dichlore capte 2 électrons pour donner 2 ions chlorure. La charge est conservée, $0 + 2 \times (-1) = -2$ à gauche et $2 \times (-1) = -2$ à droite :

$\text{Cl}_2 + 2\,e^- = 2\,\text{Cl}^-$

Dans le mélange, ce sont les ions chlorure qui cèdent leurs électrons : on renverse la demi-équation et on l’écrit avec une flèche, dans le sens où elle se produit :

$2\,\text{Cl}^- \longrightarrow \text{Cl}_2 + 2\,e^-$

5. L’ion hypochlorite est réduit, l’ion chlorure est oxydé, et les deux demi-équations comptent le même nombre d’électrons, 2 : on peut les additionner directement.

$2\,\text{ClO}^- + 4\,\text{H}^+ + 2\,e^- \longrightarrow \text{Cl}_2 + 2\,\text{H}_2\text{O}$

$2\,\text{Cl}^- \longrightarrow \text{Cl}_2 + 2\,e^-$

Les 2 électrons se trouvent en même nombre de part et d’autre et ils disparaissent :

$2\,\text{ClO}^- + 4\,\text{H}^+ + 2\,\text{Cl}^- \longrightarrow 2\,\text{Cl}_2 + 2\,\text{H}_2\text{O}$

Tous les coefficients de cette équation sont des nombres pairs : on les divise par 2 pour obtenir les plus petits nombres entiers possibles.

$\text{ClO}^- + 2\,\text{H}^+ + \text{Cl}^- \longrightarrow \text{Cl}_2 + \text{H}_2\text{O}$

6. On compte les atomes de chaque élément, puis la charge totale.

Chlore : $1 + 1 = 2$ atomes à gauche, 2 atomes à droite dans $\text{Cl}_2$ .
Oxygène : 1 atome à gauche, 1 atome à droite.
Hydrogène : $2 \times 1 = 2$ atomes à gauche, 2 atomes à droite.
Charge : $(-1) + 2 \times (+1) + (-1) = 0$ à gauche, $0 + 0 = 0$ à droite.

7. L’équation montre que le mélange produit du dichlore $\text{Cl}_2$ . Les données précisent que c’est un gaz : il quitte donc la solution et se répand dans l’air de la pièce, un air qu’on respire. C’est exactement ce que les deux mentions de danger cherchent à éviter, et c’est pourquoi on ne mélange pas ces deux produits.

8. Les ions hydrogène $\text{H}^+$ figurent parmi les réactifs de l’équation : sans eux, la transformation n’a pas lieu. L’eau de Javel est une solution basique, qui contient très peu d’ions hydrogène ; elle apporte bien les ions hypochlorite et les ions chlorure, mais il manque le troisième réactif. C’est le produit acide qui le fournit, et c’est donc le mélange des deux, et non chacun pris séparément, qui dégage le gaz.

Réflexe à retenir : quand un énoncé met en jeu deux espèces d’un même élément chimique, commence par recopier les couples et par y nommer l’oxydant et le réducteur. Une même espèce peut tenir les deux rôles selon le couple considéré : c’est le couple écrit dans l’énoncé qui décide du sens de chaque demi-équation.

Je l’ai réussi (ta coche reste enregistrée sur cet appareil)

Les trois réflexes à retenir

Recopie les couples avant d’écrire quoi que ce soit. L’énoncé les donne toujours : il n’y a aucune liste à apprendre. Nomme l’oxydant et le réducteur de chacun, et tu sauras dans quel sens écrire chaque demi-équation.
Compte les atomes, puis la charge, à chaque ligne. Une demi-équation et une équation se vérifient de la même façon : autant d’atomes de chaque élément de part et d’autre, et la même charge totale. Si les charges ne tombent pas juste, une étape a été oubliée.
Égalise les électrons avant d’additionner. Et relis l’équation finale : si un électron y figure encore, c’est que les deux demi-équations n’en comptaient pas le même nombre. La carte en haut de page rappelle les quatre étapes de l’équilibrage et le chemin complet.

Exercices corrigés — Transformations par oxydo-réduction

Qui donne, qui prend ?

La méthode à l'épreuve