1. Oxydoréduction : des transferts d'électrons
L'argenterie exposée en vitrine ternit ; une lame de cuivre plongée dans une solution d'ions argent se couvre d'un dépôt grisâtre d'argent. Ces transformations sont des réactions d'oxydoréduction : des transferts d'électrons entre espèces chimiques.
Oxydation = perte d'électrons. L'espèce qui cède des électrons est le réducteur (il réduit l'autre espèce).
Réduction = gain d'électrons. L'espèce qui capte des électrons est l'oxydant.
Chaque couple oxydant/réducteur (Ox/Red, ex. Ag+/Ag, Cu2+/Cu, Fe2+/Fe) s'écrit avec une demi-équation : Ox + n e− ⇌ Red.
Écrire l'équation bilan :
- 1. Écrire chaque demi-équation dans le bon sens (réduction : e− à gauche ; oxydation : e− à droite).
- 2. Multiplier pour égaliser le nombre d'électrons échangés.
- 3. Additionner : les électrons disparaissent ; vérifier la conservation des atomes et des charges.
Exemple résolu — Cuivre et ions argent : couples Ag+/Ag et Cu2+/Cu.
Réduction : Ag+ + e− → Ag (× 2 car le cuivre cède 2 électrons)
Oxydation : Cu → Cu2+ + 2 e−
Bilan : 2 Ag+ + Cu → 2 Ag + Cu2+. L'oxydant est Ag+ (gagne des électrons), le réducteur est Cu.
2. Classification électrochimique : prévoir les réactions
On classe expérimentalement les couples : en haut, les oxydants les plus forts (Ag+, Cu2+) ; en bas, les réducteurs les plus forts (magnésium, zinc, fer).
Règle du gamma (γ) : une réaction d'oxydoréduction spontanée se produit entre l'oxydant le plus fort et le réducteur le plus fort présents : dans la classification, ils sont placés « en diagonale descendante ».
Exemple — Peut-on stocker une solution d'ions argent dans un récipient en cuivre ? Non : Ag+ (oxydant fort) réagit spontanément avec le cuivre (réducteur plus fort que l'argent) : le récipient serait attaqué. En revanche, une solution de Cu2+ peut être conservée dans un récipient en argent : aucune réaction spontanée.
Construire une classification expérimentale (protocole) :
- 1. Déposer des gouttes de solutions d'ions métalliques (Ag+, Cu2+, Fe2+, Zn2+) sur des lames de métaux différents.
- 2. Observer dépôts et décolorations : une réaction signifie que le métal de la lame est un réducteur plus fort que le métal de l'ion.
- 3. Croiser les résultats et ranger les couples de l'oxydant le plus fort au réducteur le plus fort.
- 4. Vérifier avec la règle du gamma.
3. La corrosion : l'oxydation par le dioxygène
Corrosion : oxydation d'un métal par le dioxygène de l'air, accélérée par l'humidité. Le métal (réducteur) perd des électrons et se dégrade en oxyde ou en ions. La rouille (oxydation du fer) est poreuse : elle ne protège pas le métal, la corrosion progresse en profondeur.
Enjeux métier : ferrures et grilles extérieures, structures de présentoirs, enseignes, objets d'art en fer ou en bronze : la corrosion abîme l'esthétique et fragilise les structures.
4. Protéger les métaux
Passivation : certains métaux (aluminium, inox, zinc, chrome) se recouvrent naturellement d'une couche d'oxyde dense, adhérente et imperméable qui bloque le contact avec l'air et ralentit fortement l'oxydation. L'aluminium « s'oxyde » mais se protège lui-même : il ne rouille pas.
Anode sacrificielle : on associe au métal à protéger un métal plus réducteur (zinc ou magnésium sur l'acier) qui s'oxyde « à sa place » et qu'on remplace périodiquement. Applications : galvanisation (acier zingué des grilles et fixations), anodes de magnésium des chauffe-eau et coques de bateaux.
Revêtements barrières : peinture, vernis, laque, chromage — efficaces tant que la couche est intacte.
Exemple — Grille extérieure du magasin : une grille en acier galvanisé (revêtue de zinc) résiste des années : même rayée, le zinc, plus réducteur que le fer, s'oxyde en premier et continue de protéger l'acier (anode sacrificielle). Une grille simplement peinte rouille dès que la peinture est écaillée.
Mettre en évidence la passivation (protocole) :
- 1. Comparer deux clous en fer : l'un brut, l'autre décapé puis plongé dans de l'acide nitrique concentré (par l'enseignant, sous hotte) : le second se recouvre d'une couche d'oxyde protectrice.
- 2. Plonger les deux clous dans une solution corrosive (ex. sulfate de cuivre) : le clou brut réagit (dépôt de cuivre), le clou passivé ne réagit pas.
- 3. Conclure : la couche d'oxyde formée protège le métal : c'est la passivation.
Sécurité : solutions de sels métalliques, acides, produits de polissage : pictogrammes corrosif/nocif ; blouse, gants, lunettes ; travail sous hotte pour les vapeurs ; tri sélectif des déchets chimiques (les solutions contenant de l'argent ou du cuivre ne vont pas au lavabo). L'acide nitrique concentré est manipulé uniquement par l'enseignant.