Exercices — Transformations par oxydo-réduction

1. Par définition :

• un oxydant est une espèce capable de capter un ou plusieurs électrons ;
• un réducteur est une espèce capable de céder un ou plusieurs électrons.

2. Dans un couple noté oxydant/réducteur, l’oxydant est toujours écrit en premier : c’est donc l’ion $\text{Cu}^{2+}$. La demi-équation s’écrit :

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

Réflexe à retenir : dans une demi-équation, les électrons sont toujours du côté de l’oxydant (l’oxydant les capte pour devenir le réducteur).

1. L’ion $\text{Fe}^{2+}$ capte 2 électrons pour donner le fer métallique :

$\text{Fe}^{2+} + 2\,e^- \rightleftharpoons \text{Fe}$

Vérification de la charge : à gauche $+2 + (-2) = 0$, à droite $0$ ✓.

2. L’ion $\text{Al}^{3+}$ capte 3 électrons :

$\text{Al}^{3+} + 3\,e^- \rightleftharpoons \text{Al}$

Vérification de la charge : à gauche $+3 + (-3) = 0$, à droite $0$ ✓.

Astuce : le nombre d’électrons échangés est égal à la charge de l’ion — c’est vrai pour tous les couples ion métallique/métal.

On applique la méthode étape par étape :

• Manganèse : un Mn de chaque côté, rien à ajuster : $\text{MnO}_4^- \rightleftharpoons \text{Mn}^{2+}$
• Oxygène : 4 O à gauche, on ajoute $4\,\text{H}_2\text{O}$ à droite : $\text{MnO}_4^- \rightleftharpoons \text{Mn}^{2+} + 4\,\text{H}_2\text{O}$
• Hydrogène : 8 H à droite, on ajoute $8\,\text{H}^+$ à gauche : $\text{MnO}_4^- + 8\,\text{H}^+ \rightleftharpoons \text{Mn}^{2+} + 4\,\text{H}_2\text{O}$
• Charge : à gauche $-1 + 8 = +7$, à droite $+2$. On ajoute $5$ électrons à gauche :

$\text{MnO}_4^- + 8\,\text{H}^+ + 5\,e^- \rightleftharpoons \text{Mn}^{2+} + 4\,\text{H}_2\text{O}$

Astuce de vérification : recompte la charge finale de chaque côté ($-1 + 8 - 5 = +2$ à gauche, $+2$ à droite ✓). Si les charges ne collent pas, une étape a été oubliée.

1. L’ion $\text{Cu}^{2+}$ capte des électrons (il est réduit) et le zinc en cède (il est oxydé) :

$\text{Cu}^{2+} + 2\,e^- \rightarrow \text{Cu} \qquad \text{et} \qquad \text{Zn} \rightarrow \text{Zn}^{2+} + 2\,e^-$

2. Les deux demi-équations échangent le même nombre d’électrons (2) : on les additionne directement, et les électrons disparaissent :

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

3. Le zinc $\text{Zn}$ est oxydé : il cède 2 électrons pour devenir $\text{Zn}^{2+}$. C’est le réducteur de la réaction. (L’ion $\text{Cu}^{2+}$, lui, est réduit : c’est l’oxydant.)

Réflexe à retenir : les électrons ne doivent jamais apparaître dans l’équation finale — ils sont transférés directement du réducteur à l’oxydant.

1. L’ion argent est réduit et le cuivre est oxydé :

$\text{Ag}^+ + e^- \rightarrow \text{Ag} \qquad \text{et} \qquad \text{Cu} \rightarrow \text{Cu}^{2+} + 2\,e^-$

2. Attention, les nombres d’électrons échangés sont différents (1 et 2) : on multiplie la première demi-équation par 2 pour équilibrer le transfert, puis on additionne :

$2\,\text{Ag}^+ + \text{Cu} \rightarrow 2\,\text{Ag} + \text{Cu}^{2+}$

Vérification de la charge : à gauche $2 \times (+1) + 0 = +2$, à droite $0 + 2 = +2$ ✓.

3. Les observations confirment l’équation :

• le dépôt gris est de l’argent métallique $\text{Ag}$ qui se forme sur la lame ;
• la solution bleuit car des ions $\text{Cu}^{2+}$, de couleur bleue en solution, sont produits.

Réflexe à retenir : quand les nombres d’électrons diffèrent, multiplie chaque demi-équation pour obtenir le même nombre d’électrons échangés avant d’additionner — et vérifie toujours la charge de l’équation finale.