1. Oxydation, réduction : des transferts d'électrons
En gravure sur cuivre, quand une plaque de zinc est plongée dans une solution contenant des ions cuivre Cu2+, le zinc se recouvre de cuivre métallique et la solution se décolore : il y a eu transfert d'électrons du zinc vers les ions cuivre. C'est une réaction d'oxydoréduction.
Oxydation : perte d'électrons. L'espèce qui perd des électrons est un réducteur (il réduit l'autre).
Réduction : gain d'électrons. L'espèce qui gagne des électrons est un oxydant (il oxyde l'autre).
Un couple oxydant/réducteur s'écrit Ox/Red, par exemple Cu2+/Cu ou Zn2+/Zn. À chaque couple correspond une demi-équation : Ox + n e− ⇌ Red.
Écrire l'équation d'une réaction d'oxydoréduction :
- 1. Écrire la demi-équation de chaque couple dans le bon sens : le réducteur s'oxyde (électrons à droite), l'oxydant se réduit (électrons à gauche).
- 2. Multiplier si nécessaire pour que le nombre d'électrons perdus égale le nombre d'électrons gagnés.
- 3. Additionner les demi-équations : les électrons doivent disparaître du bilan.
Exemple résolu — Zinc et ions cuivre : couples Cu2+/Cu et Zn2+/Zn.
Réduction : Cu2+ + 2 e− → Cu
Oxydation : Zn → Zn2+ + 2 e−
Les électrons s'équilibrent directement (2 et 2). Équation bilan : Cu2+ + Zn → Cu + Zn2+.
L'oxydant est Cu2+ (il capte les électrons), le réducteur est Zn (il les fournit).
2. Prévoir le sens spontané d'une réaction
On peut classer expérimentalement les couples oxydant/réducteur : les métaux qui s'oxydent facilement (magnésium, zinc, fer) sont des réducteurs forts ; leurs ions sont des oxydants faibles. À l'inverse, le cuivre et l'argent sont des réducteurs faibles, leurs ions des oxydants plus forts.
Règle de prévision : une réaction d'oxydoréduction spontanée se produit entre l'oxydant le plus fort d'un couple et le réducteur le plus fort d'un autre couple. Dans une classification, le réducteur le plus fort est placé en bas : la réaction spontanée a lieu « en diagonale » entre l'oxydant d'en haut et le réducteur d'en bas (règle du gamma).
Exemple résolu : classification (oxydants forts en haut) : Cu2+/Cu puis Zn2+/Zn. Peut-on conserver une solution de sulfate de cuivre dans une cuve en zinc ?
Cu2+ (oxydant le plus fort) réagit spontanément avec Zn (réducteur le plus fort) : la cuve serait attaquée. En revanche, une solution de Zn2+ n'attaque pas une cuve en cuivre : Zn2+ est un oxydant plus faible que Cu2+, aucune réaction spontanée.
Classer expérimentalement des couples (protocole) :
- 1. Déposer quelques gouttes de solutions d'ions métalliques (Cu2+, Zn2+, Fe2+, Ag+) sur des lames de métaux différents (fer, zinc, cuivre).
- 2. Observer après quelques minutes : dépôt métallique ou décoloration = réaction ; rien = pas de réaction.
- 3. En déduire quel métal réduit les ions de l'autre : il est le réducteur le plus fort.
- 4. Construire la classification des couples et la vérifier par la règle du gamma.
3. La corrosion des métaux
Corrosion : oxydation d'un métal par le dioxygène de l'air (souvent en présence d'humidité). Le métal perd des électrons et se transforme en oxyde ou en ions métalliques : il se dégrade. La rouille est l'oxydation du fer.
Dans l'atelier, la corrosion attaque les châssis de machines, les trépieds, les massicots, les rails d'agrandisseur : elle détruit le métal, fragilise les structures et coûte cher en remplacement.
Exemple — corrosion du fer d'un massicot : en présence d'humidité, le fer s'oxyde (Fe → Fe2+ + 2 e−) pendant que le dioxygène se réduit. Les ions formés conduisent à la rouille, couche poreuse et friable qui n'arrête pas l'oxydation : la corrosion continue en profondeur.
4. Protéger les métaux : passivation et anode sacrificielle
Passivation : certains métaux (aluminium, zinc, chrome, acier inoxydable) s'oxydent en surface en formant une couche d'oxyde dense, adhérente et imperméable qui isole le métal de l'air et ralentit fortement la suite de l'oxydation. C'est pourquoi les boîtiers et trépieds en aluminium résistent bien à la corrosion.
Anode sacrificielle : on fixe sur le métal à protéger un métal plus réducteur (par exemple du magnésium ou du zinc sur l'acier) : c'est lui qui s'oxyde à la place du métal protégé, et qu'il faut remplacer périodiquement. C'est le principe de la galvanisation (acier recouvert de zinc) et des anodes des coques de bateaux ou des chauffe-eau.
Mettre en évidence la protection par anode sacrificielle (protocole) :
- 1. Enfoncer un clou en fer dans un gel contenant un indicateur de corrosion, seul dans une boîte, et un second clou entouré d'un fil de magnésium (ou d'un ruban de zinc) dans une autre boîte.
- 2. Laisser quelques jours dans une atmosphère humide.
- 3. Observer : le clou seul rouille ; le clou couplé au magnésium reste intact, c'est le magnésium qui se corrode.
- 4. Conclure : le métal plus réducteur s'oxyde « à la place » du fer : il le protège tant qu'il n'est pas entièrement consommé.
Sécurité : les solutions de sels métalliques et les produits de gravure (acides, perchlorure de fer) sont corrosifs ou nocifs : identifier les pictogrammes sur les étiquettes, porter blouse, gants et lunettes, travailler sous la hotte, ne jamais verser les solutions au lavabo : tri sélectif des déchets chimiques dans les bidons prévus.