Introduction

Dans les réactions d’oxydoréduction (redox), les électrons sont transférés d’une espèce chimique à une autre. Pour comprendre et équilibrer ces réactions, nous utilisons les demi-équations électroniques qui décrivent séparément les processus d’oxydation et de réduction.

I. Rappels fondamentaux

Définitions essentielles

Oxydation : Perte d’électrons par une espèce chimique

• L’espèce qui s’oxyde est le réducteur
• Elle cède des électrons

Réduction : Gain d’électrons par une espèce chimique

• L’espèce qui se réduit est l’oxydant
• Elle capte des électrons

Couple oxydant/réducteur : Noté Ox/Red

• Ox + n e⁻ ⇌ Red

Règle mnémotechnique

“OIL RIG” :

• Oxydation Is Loss (of electrons)
• Reduction Is Gain (of electrons)

II. Méthode pour écrire les demi-équations

Étape 1 : Identifier le couple oxydant/réducteur

Examiner la réaction et déterminer :

• Quelle espèce perd des électrons (se fait oxyder) ?
• Quelle espèce gagne des électrons (se fait réduire) ?

Étape 2 : Écrire la demi-équation de base

Pour l’oxydation : Red → Ox + n e⁻

Pour la réduction : Ox + n e⁻ → Red

Étape 3 : Équilibrer la demi-équation

1. Équilibrer les éléments autres que H et O
2. Équilibrer l’oxygène en ajoutant H₂O
3. Équilibrer l’hydrogène en ajoutant H⁺
4. Équilibrer les charges en ajoutant des électrons e⁻

Étape 4 : Vérifier l’équilibrage

• Conservation de la masse (même nombre d’atomes de chaque élément)
• Conservation de la charge (somme des charges identique des deux côtés)

III. Exemples détaillés

Exemple 1 : Couple Cu²⁺/Cu

Demi-équation de réduction : Cu²⁺ + 2 e⁻ → Cu

Vérification :

• Masse : 1 Cu de chaque côté ✓
• Charge : (+2) + 2(-1) = 0 à gauche, 0 à droite ✓

Demi-équation d’oxydation : Cu → Cu²⁺ + 2 e⁻

Exemple 2 : Couple MnO₄⁻/Mn²⁺ (milieu acide)

Demi-équation de réduction :

1. Écrire la base : MnO₄⁻ → Mn²⁺
2. Équilibrer Mn : déjà équilibré (1 Mn de chaque côté)
3. Équilibrer O : MnO₄⁻ → Mn²⁺ + 4 H₂O
4. Équilibrer H : MnO₄⁻ + 8 H⁺ → Mn²⁺ + 4 H₂O
5. Équilibrer les charges :
   • Gauche : (-1) + 8(+1) = +7
   • Droite : (+2) + 4(0) = +2
   • Différence : 7 – 2 = 5 électrons

Résultat : MnO₄⁻ + 8 H⁺ + 5 e⁻ → Mn²⁺ + 4 H₂O

Exemple 3 : Couple Cr₂O₇²⁻/Cr³⁺ (milieu acide)

Demi-équation de réduction :

1. Base : Cr₂O₇²⁻ → Cr³⁺
2. Équilibrer Cr : Cr₂O₇²⁻ → 2 Cr³⁺
3. Équilibrer O : Cr₂O₇²⁻ → 2 Cr³⁺ + 7 H₂O
4. Équilibrer H : Cr₂O₇²⁻ + 14 H⁺ → 2 Cr³⁺ + 7 H₂O
5. Équilibrer les charges :
   • Gauche : (-2) + 14(+1) = +12
   • Droite : 2(+3) + 7(0) = +6
   • Différence : 12 – 6 = 6 électrons

Résultat : Cr₂O₇²⁻ + 14 H⁺ + 6 e⁻ → 2 Cr³⁺ + 7 H₂O

IV. Cas particuliers

Milieu basique (OH⁻)

Lorsque la réaction a lieu en milieu basique :

1. Procéder comme en milieu acide
2. Ajouter autant d’ions OH⁻ que d’ions H⁺ des deux côtés
3. Combiner H⁺ + OH⁻ → H₂O
4. Simplifier l’équation finale

Exemple : Al → Al(OH)₄⁻ (milieu basique)

1. Milieu acide fictif : Al + 4 H₂O → Al(OH)₄⁻ + 4 H⁺ + 3 e⁻
2. Ajouter 4 OH⁻ : Al + 4 H₂O + 4 OH⁻ → Al(OH)₄⁻ + 4 H⁺ + 4 OH⁻ + 3 e⁻
3. Simplifier : Al + 4 OH⁻ → Al(OH)₄⁻ + 3 e⁻

Espèces organiques

Pour les molécules organiques, suivre la même méthode en prêtant attention à tous les atomes de carbone, hydrogène et oxygène.

Exemple : CH₃CHO → CH₃COOH (oxydation de l’éthanal)

CH₃CHO + H₂O → CH₃COOH + 2 H⁺ + 2 e⁻

V. Méthode de vérification

Check-list de vérification

1. ✓ Même nombre d’atomes de chaque élément des deux côtés
2. ✓ Charge totale identique des deux côtés
3. ✓ Présence des électrons du bon côté
4. ✓ Nombres stœchiométriques les plus petits possibles

Erreurs fréquentes à éviter

• Oublier d’équilibrer l’oxygène avant l’hydrogène
• Mal compter les charges
• Mettre les électrons du mauvais côté
• Oublier de simplifier les coefficients

VI. Applications pratiques

Dans l’industrie

• Galvanoplastie (dépôt de métaux)
• Production d’aluminium par électrolyse
• Traitement des eaux usées

En laboratoire

• Dosages redox
• Synthèses chimiques
• Analyses qualitatives

Conclusion

La maîtrise des demi-équations électroniques est essentielle pour :

• Comprendre les mécanismes des réactions redox
• Équilibrer les équations d’oxydoréduction
• Calculer les potentiels de réaction
• Prévoir la spontanéité des réactions

Conseil pratique : Entraînez-vous régulièrement avec des exemples variés pour automatiser la méthode !

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