Définition : réaction d'oxydoréduction (transfert d'électrons) réalisée hors du milieu aqueux — entre solides ou entre un solide et un gaz. Ex. feux d'artifice, métallurgie.
I. Trois réactions types
1. Oxydation du magnésium par le dioxygène
Combustion vive → lumière blanche + fumée blanche de MgO (solide ionique Mg²⁺/O²⁻).
• Oxydation : Mg → Mg²⁺ + 2e⁻
• Réduction : O₂ + 4e⁻ → 2O²⁻
Bilan : 2 Mg + O₂ → 2 MgO (couples Mg²⁺/Mg et O₂/O²⁻).
2. Réduction de l'oxyde de cuivre II par le carbone
2 CuO + C → 2 Cu + CO₂
• CuO réduit → dépôt rouge de cuivre ;
• C oxydé → CO₂ (trouble l'eau de chaux = test du gaz).
3. Réduction de l'oxyde ferrique par l'aluminium (aluminothermie)
Fe₂O₃ + 2 Al → 2 Fe + Al₂O₃
• Oxydation : Al → Al³⁺ + 3e⁻ ; • Réduction : Fe³⁺ + 3e⁻ → Fe.
Transfert d'électrons de l'aluminium vers les ions Fe³⁺ → formation de fer fondu (soudure des rails) et d'alumine.
II. Le nombre d'oxydation (n.o.)
Définition : nombre algébrique (en chiffres romains avec signe +/−) indiquant l'état d'oxydation d'un élément dans une espèce chimique.
Règles de détermination :
- Corps pur simple : n.o. = 0 (ex. Cu, Fe, O₂, H₂) ;
- Ion monoatomique : n.o. = charge de l'ion (Fe²⁺ → +II ; O²⁻ → −II) ;
- Ion polyatomique : somme des n.o. = charge globale (SO₄²⁻ : n.o.(S) + 4×(−II) = −II → S = +VI) ;
- Molécule : somme des n.o. = 0 (H₂O : 2×(+I) + (−II) = 0) ;
- Conventions : O a presque toujours n.o. = −II (sauf dans O₂) ; H a n.o. = +I (sauf dans H₂).
Utilisation :
- n.o. augmente → l'élément a été oxydé ; l'espèce qui le contient est le réducteur ;
- n.o. diminue → l'élément a été réduit ; l'espèce qui le contient est l'oxydant.
Exemple : C + 2H₂SO₄ → 2SO₂ + CO₂ + 2H₂O — C : 0 → +IV (oxydé, réducteur) ; S : +VI → +IV (réduit, oxydant).
III. Méthode — calcul stœchiométrique
Exemple (aluminothermie du chrome) : Cr₂O₃ + 2Al → 2Cr + Al₂O₃
n(Cr) = 2·n(Cr₂O₃) → m(Cr) = 2·M(Cr)·m(Cr₂O₃)/M(Cr₂O₃)
Avec 5 g de Cr₂O₃ : m(Cr) = 2 × 52 × 5/(2×52 + 3×16) = 3,42 g.
⚠️ Pièges fréquents :
- « Voie sèche » ≠ « pas de transfert d'électrons » : c'est toujours du redox, simplement sans solvant ;
- Le n.o. s'écrit en chiffres romains avec signe (+II, −II) — différent de la charge ionique (2+, 2−) ;
- Dans un ion polyatomique, la somme des n.o. = la charge, pas 0 ;
- Réducteur ≠ réduit : le réducteur cède des e⁻ et est lui-même oxydé ;
- Vérifier l'équilibrage à la fois sur les atomes et sur les électrons échangés.
Créé par Haniel_dev