Oxydation et réduction
- Oxydation = perte d'électrons
- Réduction = gain d'électrons
Mémo OIL RIG :
Oxidation Is Loss — Reduction Is Gain
Les deux phénomènes sont toujours simultanés : les e⁻ cédés par le réducteur sont captés par l'oxydant.
Couple Ox / Red
\(\mathrm{Ox} + n\,e^- \rightleftharpoons \mathrm{Red}\)
Demi-équations courantes :
- \(\mathrm{Fe^{2+} + 2\,e^- \to Fe}\)
- \(\mathrm{Cu^{2+} + 2\,e^- \to Cu}\)
- \(\mathrm{Zn \to Zn^{2+} + 2\,e^-}\)
- \(\mathrm{O_2 + 4\,H^+ + 4\,e^- \to 2\,H_2O}\)
Écrire une équation bilan
- Écrire la demi-équation de réduction (oxydant capte e⁻).
- Écrire la demi-équation d'oxydation (réducteur cède e⁻).
- Multiplier pour égaliser le nombre d'e⁻.
- Additionner : les e⁻ doivent disparaître du bilan.
Exemple : \(\mathrm{Zn_{(s)} + Cu^{2+}_{(aq)} \longrightarrow Zn^{2+}_{(aq)} + Cu_{(s)}}\)
Classification électrochimique
Potentiels standard E° (V) :
- Au³⁺/Au : +1,50
- Cu²⁺/Cu : +0,34
- H⁺/H₂ : 0,00
- Fe²⁺/Fe : −0,44
- Zn²⁺/Zn : −0,76
- Al³⁺/Al : −1,66
- Mg²⁺/Mg : −2,37
E° haut = oxydant fort ; E° bas = réducteur fort.
Règle du gamma
La réaction spontanée a lieu entre :
- L'oxydant le plus fort (E° le plus élevé)
- Le réducteur le plus fort (E° le plus faible)
Exemple : Cu²⁺ (E° = +0,34) + Zn (E° = −0,76) → réaction spontanée.
Cu + Zn²⁺ → pas spontanée.
Corrosion du fer
Oxydation du fer par O₂ en milieu humide :
\(\mathrm{2\,Fe + O_2 + 4\,H^+ \to 2\,Fe^{2+} + 2\,H_2O}\)
Facteurs accélérants : eau + O₂, pH faible, ions Cl⁻, contact entre métaux différents, T° élevée.
La rouille (Fe₂O₃·nH₂O) est poreuse et non protectrice.
Méthodes de protection
- Passivation : couche d'oxyde dense (Al₂O₃, Cr₂O₃). Acier inox = > 12 % Cr.
- Revêtement : peinture, vernis (barrière). Inefficace si rayé.
- Galvanisation : zinc sur acier. Double protection (barrière + électrochimique).
- Anode sacrificielle : métal plus réducteur (Mg ou Zn) s'oxyde en premier.
En installation thermique : anode Mg dans ballon ECS (remplacer tous les 2 à 5 ans).