Chapitre 9 – Oxydo-réduction, corrosion et piles

Chapitre 9 | Première STI2D — spécialité Physique-chimie et mathématiques | Physique-Chimie

Dernière mise à jour : 21 octobre 2026

⏱ Durée de lecture estimée : ~20 min

Illustration : Deux élèves comparent des plaques métalliques rouillée et protégée, près d’une pile zinc-cuivre à deux demi-cellules. — Relier les transferts d’électrons à l’oxydation des métaux et à leur protection.

Objectifs du chapitre :

Identifier, dans une transformation chimique, un transfert d'électrons.
Définir un oxydant, un réducteur, une oxydation, une réduction et un couple oxydant/réducteur.
Écrire une demi-équation électronique correctement équilibrée (éléments et charges).
Combiner deux demi-équations pour obtenir l'équation d'oxydoréduction.
Exploiter une réaction d'oxydoréduction pour analyser la corrosion d'un métal (métaux nobles, aciers inoxydables, moyens de protection).
Analyser le fonctionnement d'une pile en termes de transfert d'électrons (anode, cathode, sens du courant).

Situation. Sur un chantier, une pièce en acier laissée à l'air libre se couvre de rouille en quelques semaines ; à côté, une gouttière en zinc reste intacte pendant des années. Dans un atelier électronique, une simple pile 1,5 V alimente un montage sans être reliée au secteur. Ces trois phénomènes — la corrosion, la protection d'un métal et le fonctionnement d'une pile — reposent sur une même idée : un transfert d'électrons entre espèces chimiques. Comprendre ce transfert, savoir l'écrire et le prévoir permet de choisir un matériau qui résiste, de protéger une structure, ou d'expliquer d'où vient le courant d'une pile.

1. Le transfert d'électrons

Définition — réaction d'oxydo-réduction Une réaction d'oxydo-réduction (ou réaction redox) est une transformation chimique au cours de laquelle des électrons sont transférés d'une espèce chimique à une autre. Une espèce cède des électrons, une autre les capte.

Exemple introductif. Quand on plonge une lame de fer dans une solution de sulfate de cuivre \(\text{(Cu}^{2+}\text{)}\), la lame se couvre de cuivre métallique et la solution bleuit moins : le fer a cédé des électrons aux ions cuivre.

\(\text{Fe}+\text{Cu}^{2+}\;\longrightarrow\;\text{Fe}^{2+}+\text{Cu}\)

Le fer \(\text{Fe}\) a perdu 2 électrons (il devient \(\text{Fe}^{2+}\)) ; l'ion \(\text{Cu}^{2+}\) a gagné 2 électrons (il devient \(\text{Cu}\)). Les électrons sont passés du fer vers les ions cuivre.

2. Oxydant, réducteur, oxydation, réduction

Définition — oxydation et réduction

Une oxydation est une perte d'électrons par une espèce chimique.
Une réduction est un gain d'électrons par une espèce chimique.

Moyen mnémotechnique : « OXYdation = perte » et « RÉDuction = gain ». Les deux se produisent toujours ensemble : les électrons cédés par l'une sont captés par l'autre.

Définition — oxydant et réducteur

Un réducteur est une espèce capable de céder des électrons (elle subit l'oxydation).
Un oxydant est une espèce capable de capter des électrons (elle subit la réduction).

Dans l'exemple précédent, le fer \(\text{Fe}\) est le réducteur (il cède des e⁻ et est oxydé) ; l'ion \(\text{Cu}^{2+}\) est l'oxydant (il capte des e⁻ et est réduit).

Ne pas confondre L'oxydant est celui qui fait subir l'oxydation à l'autre… mais lui-même est réduit. De même, le réducteur est oxydé. Repère toujours le sens des électrons : celui qui perd des e⁻ est le réducteur (oxydé), celui qui gagne des e⁻ est l'oxydant (réduit).

Mini-exercice 1. Dans la réaction \(\text{Zn}+2\,\text{H}^+\longrightarrow\text{Zn}^{2+}+\text{H}_2\), quelle espèce est oxydée ? réduite ? Quel est l'oxydant ? le réducteur ?

Le zinc passe de \(\text{Zn}\) à \(\text{Zn}^{2+}\) : il perd 2 e⁻ → il est oxydé, c'est le réducteur. L'ion \(\text{H}^+\) passe à \(\text{H}_2\) : il gagne des e⁻ → il est réduit, c'est l'oxydant.

3. Le couple oxydant/réducteur

Définition — couple oxydant/réducteur Un couple oxydant/réducteur (couple redox), noté \(\text{Ox}/\text{Red}\), est formé de deux espèces qui se transforment l'une en l'autre par un échange d'électrons. L'oxydant s'écrit toujours à gauche du symbole « / », le réducteur à droite.

\(\text{Ox}+n\,e^-\;=\;\text{Red}\)

Cette relation est la demi-équation électronique du couple : elle décrit le passage de l'oxydant au réducteur (et inversement) par gain (ou perte) de \(n\) électrons.

Exemples de couples redox usuels.

\(\text{Cu}^{2+}/\text{Cu}\) : \(\text{Cu}^{2+}+2\,e^-=\text{Cu}\)
\(\text{Fe}^{2+}/\text{Fe}\) : \(\text{Fe}^{2+}+2\,e^-=\text{Fe}\)
\(\text{Zn}^{2+}/\text{Zn}\) : \(\text{Zn}^{2+}+2\,e^-=\text{Zn}\)
\(\text{H}^{+}/\text{H}_2\) : \(2\,\text{H}^{+}+2\,e^-=\text{H}_2\)
\(\text{Ag}^{+}/\text{Ag}\) : \(\text{Ag}^{+}+1\,e^-=\text{Ag}\)

Dans chaque couple, l'espèce de gauche (l'ion ou \(\text{H}^+\)) est l'oxydant, l'espèce de droite (le métal ou \(\text{H}_2\)) est le réducteur.

Mini-exercice 2. Dans le couple \(\text{Al}^{3+}/\text{Al}\), quel est l'oxydant ? le réducteur ? Écrire la demi-équation électronique.

L'oxydant est \(\text{Al}^{3+}\) (à gauche), le réducteur est \(\text{Al}\) (à droite). Demi-équation : \(\text{Al}^{3+}+3\,e^-=\text{Al}\).

4. Écrire une demi-équation électronique

Méthode — équilibrer une demi-équation électronique Pour un couple \(\text{Ox}/\text{Red}\) en milieu simple (métal / ion métallique) :

Écrire l'oxydant à gauche, le réducteur à droite : \(\text{Ox}\;=\;\text{Red}\).
Équilibrer les éléments (mêmes atomes de chaque côté).
Ajouter des électrons \(e^-\) pour équilibrer les charges : la charge totale doit être la même à gauche et à droite. Les électrons se placent du côté de l'oxydant (à gauche).

Vérification : une demi-équation est correcte quand les atomes ET les charges sont équilibrés.

Exemple travaillé — couple \(\text{Cu}^{2+}/\text{Cu}\).
Éléments : un atome de cuivre de chaque côté (OK). Charges : à gauche \(+2\), à droite \(0\). Il faut ajouter \(2\,e^-\) (charge \(-2\)) à gauche :

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

Vérification des charges : à gauche \((+2)+(-2)=0\), à droite \(0\). Équilibrée.

Exemple travaillé — couple \(\text{Fe}^{3+}/\text{Fe}^{2+}\).
Éléments : un atome de fer de chaque côté (OK). Charges : à gauche \(+3\), à droite \(+2\). Il faut ajouter \(1\,e^-\) à gauche :

\(\text{Fe}^{3+}+1\,e^-=\text{Fe}^{2+}\)

Vérification : à gauche \((+3)+(-1)=+2\), à droite \(+2\). Équilibrée.

Mini-exercice 3. Écrire et équilibrer la demi-équation électronique du couple \(\text{Ag}^{+}/\text{Ag}\), puis celle du couple \(\text{Zn}^{2+}/\text{Zn}\).

\(\text{Ag}^{+}+1\,e^-=\text{Ag}\) (charges : \(+1-1=0=0\)).
\(\text{Zn}^{2+}+2\,e^-=\text{Zn}\) (charges : \(+2-2=0=0\)).

5. Écrire l'équation d'oxydoréduction

Méthode — combiner deux demi-équations Une réaction redox met en jeu deux couples. Pour écrire l'équation-bilan :

Écrire la demi-équation de réduction (l'oxydant gagne des e⁻) dans le sens \(\text{Ox}_1+n_1\,e^-\rightarrow\text{Red}_1\).
Écrire la demi-équation d'oxydation (le réducteur perd des e⁻) dans le sens \(\text{Red}_2\rightarrow\text{Ox}_2+n_2\,e^-\).
Multiplier chaque demi-équation par un coefficient de sorte que le nombre d'électrons cédés = nombre d'électrons captés.
Additionner : les électrons se simplifient (ils n'apparaissent pas dans l'équation finale).

Exemple travaillé — fer + ion cuivre (mêmes nombres d'électrons).
Couples : \(\text{Cu}^{2+}/\text{Cu}\) et \(\text{Fe}^{2+}/\text{Fe}\).
Réduction (l'ion cuivre est réduit) : \(\text{Cu}^{2+}+2\,e^-\rightarrow\text{Cu}\).
Oxydation (le fer est oxydé) : \(\text{Fe}\rightarrow\text{Fe}^{2+}+2\,e^-\).
Les deux échangent \(2\,e^-\) : on additionne directement.

\(\text{Fe}+\text{Cu}^{2+}\;\longrightarrow\;\text{Fe}^{2+}+\text{Cu}\)

Les \(2\,e^-\) se simplifient. Vérification des charges : à gauche \(+2\), à droite \(+2\). Équilibrée.

Exemple travaillé — argent + cuivre (nombres d'électrons différents).
Couples : \(\text{Ag}^{+}/\text{Ag}\) (1 e⁻) et \(\text{Cu}^{2+}/\text{Cu}\) (2 e⁻).
Réduction : \(\text{Ag}^{+}+1\,e^-\rightarrow\text{Ag}\) → on la multiplie par 2 pour avoir \(2\,e^-\).
Oxydation : \(\text{Cu}\rightarrow\text{Cu}^{2+}+2\,e^-\).

\(2\,\text{Ag}^{+}+\text{Cu}\;\longrightarrow\;2\,\text{Ag}+\text{Cu}^{2+}\)

Vérification : atomes — 2 Ag et 1 Cu de chaque côté ; charges — à gauche \(2\times(+1)=+2\), à droite \(+2\). Équilibrée.

Erreur fréquente On ne peut additionner les demi-équations que si le nombre d'électrons est le même dans les deux. Si les couples échangent des nombres différents (1 et 2, 2 et 3…), il faut d'abord multiplier chaque demi-équation par le coefficient qui égalise les électrons (ici, par exemple, le plus petit commun multiple).

Mini-exercice 4. Écrire l'équation d'oxydoréduction entre le zinc \(\text{Zn}\) et les ions \(\text{H}^{+}\), à partir des couples \(\text{Zn}^{2+}/\text{Zn}\) et \(\text{H}^{+}/\text{H}_2\).

Oxydation : \(\text{Zn}\rightarrow\text{Zn}^{2+}+2\,e^-\). Réduction : \(2\,\text{H}^{+}+2\,e^-\rightarrow\text{H}_2\). Mêmes \(2\,e^-\) → on additionne :

\(\text{Zn}+2\,\text{H}^{+}\longrightarrow\text{Zn}^{2+}+\text{H}_2\). Charges : à gauche \(+2\), à droite \(+2\). Équilibrée.

6. La corrosion des métaux

Définition — corrosion La corrosion est la dégradation d'un métal par réaction chimique avec son environnement (dioxygène de l'air, eau, humidité, sels…). C'est une réaction d'oxydo-réduction : le métal joue le rôle de réducteur et s'oxyde en perdant des électrons.

Exemple — la rouille du fer. En présence d'eau et de dioxygène, le fer s'oxyde. De façon simplifiée, le fer cède des électrons :

\(\text{Fe}\;\longrightarrow\;\text{Fe}^{2+}+2\,e^-\)

et le dioxygène de l'air les capte (couple \(\text{O}_2/\text{H}_2\text{O}\) en milieu acide) :

\(\text{O}_2+4\,\text{H}^{+}+4\,e^-\;\longrightarrow\;2\,\text{H}_2\text{O}\)

Les ions fer formés donnent ensuite un oxyde de fer hydraté : la rouille. Le fer disparaît peu à peu.

Métaux nobles et métaux qui se corrodent Tous les métaux ne se corrodent pas de la même façon :

Les métaux nobles (or \(\text{Au}\), platine \(\text{Pt}\), dans une moindre mesure l'argent \(\text{Ag}\)) sont de mauvais réducteurs : ils cèdent difficilement leurs électrons et résistent donc bien à la corrosion.
Les métaux usuels (fer, zinc, aluminium) sont de bons réducteurs : ils s'oxydent facilement. Mais certains, comme l'aluminium ou le zinc, forment une fine couche d'oxyde protectrice qui empêche la corrosion de progresser (on parle de passivation).

Les aciers inoxydables Un acier est un alliage de fer et de carbone. Un acier inoxydable (« inox ») contient en plus du chrome (au moins ≈ 10,5 %). Le chrome forme en surface une couche d'oxyde très mince, dense et protectrice qui isole le métal de l'air et de l'eau : l'acier ne rouille plus. Cette couche se reforme d'elle-même si elle est rayée, ce qui explique la remarquable résistance de l'inox.

Méthode — protéger un métal de la corrosion Plusieurs stratégies exploitent la chimie redox :

Revêtement / barrière : peinture, vernis, graissage → on isole le métal de l'air et de l'eau.
Galvanisation : on recouvre le fer d'une couche de zinc. Le zinc, meilleur réducteur que le fer, s'oxyde à la place du fer : c'est une protection sacrificielle (anode sacrificielle).
Alliage passivé : utiliser un acier inoxydable ou de l'aluminium, dont la couche d'oxyde protège le cœur du métal.

Mini-exercice 5. Pourquoi une gouttière en fer galvanisé (recouvert de zinc) résiste-t-elle mieux à la corrosion qu'une gouttière en fer nu ? Quel métal s'oxyde en premier ?

Le zinc est un meilleur réducteur que le fer : il cède ses électrons plus facilement et s'oxyde en premier, à la place du fer. Tant qu'il reste du zinc, le fer est protégé (protection sacrificielle). Le fer nu, lui, s'oxyde directement en rouille.

7. Le fonctionnement d'une pile

Définition — pile électrochimique Une pile est un dispositif qui transforme de l'énergie chimique en énergie électrique. Elle exploite une réaction d'oxydo-réduction en séparant physiquement l'oxydation et la réduction dans deux compartiments (deux demi-piles), reliés par un circuit extérieur. Les électrons transférés sont alors forcés de circuler dans un fil : ce déplacement d'électrons constitue le courant électrique.

Définition — anode et cathode

L'anode est l'électrode où se produit l'oxydation (le métal y cède des électrons). Dans une pile, c'est le pôle négatif (−) : c'est de là que partent les électrons vers le circuit.
La cathode est l'électrode où se produit la réduction (l'oxydant y capte des électrons). Dans une pile, c'est le pôle positif (+) : c'est là qu'arrivent les électrons.

Les électrons circulent dans le fil de l'anode (−) vers la cathode (+). Le courant conventionnel \(I\), lui, circule en sens inverse (de la cathode + vers l'anode −).

Exemple travaillé — la pile Daniell (zinc / cuivre). Elle associe les couples \(\text{Zn}^{2+}/\text{Zn}\) et \(\text{Cu}^{2+}/\text{Cu}\).

Anode (−), lame de zinc : le zinc s'oxyde : \(\text{Zn}\rightarrow\text{Zn}^{2+}+2\,e^-\). Elle se dissout peu à peu.
Cathode (+), lame de cuivre : les ions cuivre se réduisent : \(\text{Cu}^{2+}+2\,e^-\rightarrow\text{Cu}\). Du cuivre se dépose.

Équation de fonctionnement (bilan) :

\(\text{Zn}+\text{Cu}^{2+}\;\longrightarrow\;\text{Zn}^{2+}+\text{Cu}\)

Les électrons cédés par le zinc traversent le fil jusqu'au cuivre : ce déplacement produit le courant qui alimente le circuit. Un pont salin (ou une paroi poreuse) assure le passage des ions et ferme le circuit.

Ne pas confondre électrons et courant Dans le fil, les électrons vont de l'anode (−) vers la cathode (+). Le courant conventionnel \(I\) est défini en sens inverse du déplacement des électrons : il circule donc de la cathode (+) vers l'anode (−) dans le circuit extérieur. C'est une convention historique.

Mini-exercice 6. Dans une pile, l'électrode où se produit l'oxydation est-elle le pôle + ou le pôle − ? Dans quel sens les électrons circulent-ils dans le fil ?

L'oxydation se produit à l'anode, qui est le pôle négatif (−). Les électrons circulent dans le fil de l'anode (−) vers la cathode (+) (le courant conventionnel, lui, va en sens inverse).

À retenir

Une réaction redox est un transfert d'électrons : une espèce en cède, une autre en capte.
Oxydation = perte d'électrons ; réduction = gain d'électrons ; les deux se produisent toujours ensemble.
Le réducteur cède des e⁻ (il est oxydé) ; l'oxydant capte des e⁻ (il est réduit).
Couple \(\text{Ox}/\text{Red}\) et demi-équation \(\text{Ox}+n\,e^-=\text{Red}\), équilibrée en atomes et charges.
Équation-bilan : combiner deux demi-équations après avoir égalisé le nombre d'électrons.
Corrosion = oxydation d'un métal par le milieu ; métaux nobles peu corrodés ; aciers inoxydables protégés par une couche d'oxyde de chrome ; protection par revêtement, galvanisation (zinc sacrificiel), passivation.
Pile : anode = oxydation = pôle − ; cathode = réduction = pôle +. Les électrons vont de l'anode (−) vers la cathode (+) ; le courant \(I\) en sens inverse.