Chimie10e année10 pages

Chimie N°1 (10ᵉ) — Oxydoréduction & bilans de masse

Oxydation, réduction, équilibrage d'équations & calculs de masse

Premier cours de Chimie de la classe de 10ᵉ. Le document présente d'abord l'oxydation et la réduction dans la conception ancienne (échange d'atomes d'oxygène) puis dans la conception moderne (transfert d'électrons), les notions d'oxydant et de réducteur, la méthode d'équilibrage d'une équation-bilan, la masse molaire et la relation n = m / M, puis la méthode complète de bilan de masse en 4 étapes. Il se poursuit par 10 questions théoriques de contrôle, 10 équations à équilibrer et 26 exercices numérotés du plus facile au plus difficile, tous corrigés au format Données → Solution avec l'équation chimique écrite avant tout calcul.

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Sommaire

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1Connaissance — oxydation et réductionDéfinitions et exemples : C + O₂ → CO₂, 3 Fe + 2 O₂ → Fe₃O₄, 2 CuO + C → 2 Cu + CO₂.
2Conception ancienne — définitions & conclusionOxydant, réducteur, oxydoréduction par échange d'atomes d'oxygène, conclusion sur 2 Al + Fe₂O₃.
3Conception moderne — transfert d'électronsPerte / gain d'électrons, degré d'oxydation, conclusion sur 2 Al³⁺ + 3 O²⁻.
4Méthode — Exercice 1 résoluIdentifier oxydation, réduction, oxydant et réducteur sur 5 réactions.
5Équilibration chimique — étapes fondamentalesLes 4 étapes officielles : réactifs, regroupement des charges, valences, coefficients.
6À retenir — tableaux & bilan de masseTableau I (ions, charges, valences), Tableau II (formation des oxydes), n = m / M.
7Questions théoriques (1 à 10)Contrôle du cours, du plus simple au plus exigeant, réponses masquées.
8Entraînement à l'équilibrage10 équations incomplètes : identifier X puis équilibrer, corrections masquées.
9Exercices guidésApplications directes des bilans de masse au format Données → Solution.
10Exercices avancésProblèmes où l'équation chimique doit être écrite et équilibrée avant tout calcul.

Connaissance — oxydation et réduction

a. L’oxydation : c’est la fixation de l’oxygène sur un corps pur simple ou composé.

Exemples :

C + O₂ → CO₂ (dioxyde de carbone)
2 C + O₂ → 2 CO (monoxyde de carbone)
3 Fe + 2 O₂ → Fe₃O₄ (oxyde magnétique)

b. La réduction : c’est l’action d’enlever de l’oxygène sur un corps composé.

Exemples :

2 CuO + C → 2 Cu + CO₂
2 Al + Fe₂O₃ → Al₂O₃ + 2 Fe
2 ZnO + C → 2 Zn + CO₂

Conception ancienne — définitions et conclusion

a. Oxydation : c’est la fixation de l’oxygène sur un corps pur simple ou composé.
b. Réduction : c’est l’enlèvement de l’oxygène sur un corps composé.
c. Oxydant : c’est tout corps capable de céder un ou plusieurs atomes d’oxygène. Exemples : CuO ; FeO ; PbO ; Fe₂O₃ ; etc.
d. Réducteur : c’est tout corps capable de capter un ou plusieurs atomes d’oxygène.
e. Oxydoréduction : c’est une réaction au cours de laquelle il y a échange d’atomes d’oxygène entre l’oxydant et le réducteur.

Conclusion

2 Al + Fe₂O₃ → 2 Fe + Al₂O₃

Al = réducteur → il subit une oxydation (il fixe l’oxygène et donne Al₂O₃).
Fe₂O₃ = oxydant → il subit une réduction (il cède son oxygène et donne Fe).

Conception moderne — transfert d’électrons

a. Oxydation : c’est une perte d’électrons accompagnée d’une augmentation du degré d’oxydation. Exemple : Cu⁰ − 2 e⁻ → Cu²⁺ (oxydation)
b. Réduction : c’est un gain d’électrons accompagné d’une diminution du degré d’oxydation. Exemple : Cu²⁺ + 2 e⁻ → Cu⁰ (réduction)
c. Oxydant : espèce chimique (atome, ion ou molécule) capable de capter un ou plusieurs électrons.
d. Réducteur : espèce chimique (atome, ion ou molécule) capable de céder un ou plusieurs électrons.
e. Oxydoréduction : réaction au cours de laquelle il y a transfert d’électrons entre l’oxydant et le réducteur.

Conclusion

2 Al³⁺ + 3 O²⁻ → 2 Al + 3/2 O₂

Al³⁺ = oxydant → il capte des électrons : réduction.
O²⁻ = réducteur → il cède des électrons : oxydation.

Méthode — Exercice 1 : montrer l’oxydation, la réduction, l’oxydant et le réducteur

À partir des réactions suivantes, montrez l’oxydation, la réduction, le réducteur et l’oxydant :

2 CuO + C → 2 Cu + CO₂
2 Al₂O₃ + 3 C → 3 CO₂ + 4 Al
Fe₂O₃ + 2 Al → Al₂O₃ + 2 Fe
2 Al³⁺ + 3 O²⁻ → 2 Al + 3/2 O₂
Cu + ½ O₂ → Cu²⁺ + O²⁻

Méthode

Vous devez déterminer le corps qui cède de l’oxygène et celui qui en capte : ces corps seront appelés respectivement oxydant et réducteur. Puis remarquez qu’au niveau de l’oxydant s’effectue une réduction et au niveau du réducteur une oxydation.

a. 2 CuO + C → 2 Cu + CO₂

CuO = oxydant (réduction : CuO → Cu) ; C = réducteur (oxydation : C → CO₂).

b. 2 Al₂O₃ + 3 C → 3 CO₂ + 4 Al

Al₂O₃ = oxydant (réduction : Al₂O₃ → Al) ; C = réducteur (oxydation : C → CO₂).

Équilibration chimique — étapes fondamentales

Équilibration chimique : c’est l’opération au cours de laquelle l’on rend égaux les atomes de l’équation-bilan.

Étapes fondamentales d’une équilibration :

Identification des réactifs chimiques.
Regrouper les atomes de charge électrique positive (+) aux atomes de charge électrique négative (−) susceptibles d’être formés après la flèche de l’équation-bilan.
Changer les valences des atomes entre eux dans la même molécule.
Affecter des coefficients aux réactifs agissants et aux nouveaux corps formés au cours de la réaction jusqu’à ce que l’équation soit équilibrée.

Exemple : 3 V₂O₅ + 10 Al → 5 Al₂O₃ + 6 V

À retenir — tableaux, masse molaire et bilan de masse

Tableau I — éléments, ions, charges et valences

Noms	Symbole	Masse (g/mol)	Ions	Charge	Valence
Hydrogène	H	1	H⁺	+	1
Oxygène	O	16	O²⁻	2⁻	2
Soufre	S	32	S²⁻	2⁻	2 – 4 – 6
Fer	Fe	56	Fe²⁺ ; Fe³⁺	2⁺ ; 3⁺	2 – 3
Sodium	Na	23	Na⁺	+	1
Azote	N	14	N³⁻	3⁻	3 – 5
Phosphore	P	31	P³⁻	3⁻	3 – 5
Cuivre	Cu	63,5	Cu²⁺	2⁺	2
Zinc	Zn	65	Zn²⁺	2⁺	2
Calcium	Ca	40	Ca²⁺	2⁺	2
Magnésium	Mg	24	Mg²⁺	2⁺	2
Aluminium	Al	27	Al³⁺	3⁺	3
Potassium	K	39	K⁺	+	1
Lithium	Li	7	Li⁺	+	1
Carbone	C	12	C⁴⁺	4⁺	4
Chlore	Cl	35,5	Cl⁻	−	1
Bore	B	11	B³⁺	3⁺	3

Tableau II — formation des oxydes

N°	Équation-bilan équilibrée	Nom moléculaire
1	2 H₂ + O₂ → 2 H₂O	Oxyde d’hydrogène (eau)
2	2 Fe + O₂ → 2 FeO	Oxyde ferreux
3	4 Fe + 3 O₂ → 2 Fe₂O₃	Oxyde ferrique
4	S + O₂ → SO₂	Dioxyde de soufre
5	2 S + 3 O₂ → 2 SO₃	Trioxyde de soufre
6	C + O₂ → CO₂	Dioxyde de carbone
7	4 Na + O₂ → 2 Na₂O	Oxyde de sodium
8	2 Cu + O₂ → 2 CuO	Oxyde cuivrique
9	2 Ca + O₂ → 2 CaO	Oxyde de calcium (chaux vive)
10	4 Al + 3 O₂ → 2 Al₂O₃	Oxyde d’aluminium (alumine)
11	Mn + O₂ → MnO₂	Dioxyde de manganèse
12	2 Ba + O₂ → 2 BaO	Oxyde de baryum
13	2 Zn + O₂ → 2 ZnO	Oxyde de zinc
14	4 Li + O₂ → 2 Li₂O	Oxyde de lithium

La masse molaire M d’un corps est la masse d’une mole de ce corps (en g/mol). La quantité de matière se calcule par n = m / M, donc m = n × M.

Élément	H	C	N	O	Mg	Al	Si	S	Ca	Ti	V	Cr	Mn	Fe	Ni	Cu	Zn	Pb
M (g/mol)	1	12	14	16	24	27	28	32	40	48	51	52	55	56	58,7	63,5	65,4	207

Bilan de masse : méthode en 4 étapes

Écrire et équilibrer l’équation chimique (jamais de calcul avant cette étape).
Calculer la quantité de matière connue : n = m / M.
Utiliser les coefficients stœchiométriques pour passer à l’espèce cherchée.
Revenir à la masse : m = n × M.

La loi de Lavoisier garantit la conservation de la masse : masse totale des réactifs = masse totale des produits.

Questions théoriques de contrôle (1 à 10)

Du plus simple au plus exigeant. Réponds d’abord, puis vérifie.

Question 1. Différencie la définition de l’oxydation selon la conception ancienne et selon la conception moderne.

Question 2. Définis un oxydant et un réducteur dans la conception moderne.

Question 3. Un corps qui subit une réduction est-il l’oxydant ou le réducteur ? Justifie.

Question 4. Qu’appelle-t-on « équilibration chimique » d’une équation-bilan ?

Question 5. Cite trois réducteurs et trois oxydants courants au programme.

Question 6. Dans la réaction 2 Al + Fe₂O₃ → Al₂O₃ + 2 Fe, identifie le réactif oxydé et explique pourquoi.

Question 7. Écris la demi-équation électronique de réduction de l’ion Cu²⁺ en cuivre métallique.

Question 8. Écris la demi-équation électronique d’oxydation du cuivre métallique.

Question 9. Qu’est-ce qu’une réaction d’oxydoréduction ? Donne les deux formulations.

Question 10. Pourquoi la masse totale se conserve-t-elle au cours d’une réaction chimique ? Quelle relation utilise-t-on pour les bilans de masse ?

Entraînement à l’équilibrage (10 équations)

Identifie l’espèce manquante X puis équilibre l’équation. La correction est masquée.

1. Fe₂O₃ + X → Al₂O₃ + Fe

2. CuO + C → X + CO₂

3. PbO + H₂ → Pb + X

4. Cr₂O₃ + X → Al₂O₃ + Cr

5. WO₃ + H₂ → W + X

6. FeO + CO → Fe + X

7. MnO₂ + X → Al₂O₃ + Mn

8. Fe₃O₄ + CO → X + CO₂

9. TiO₂ + X → MgO + Ti

10. NiO + C → Ni + X

Exercices guidés (1 à 6)

Exercices d’application directe : l’équation est souvent fournie ou immédiate. Format imposé : Données → Solution.

Exercice 1GuidéÉquation à écrire

Analyse d’une oxydoréduction (exercice 5 du manuel)

On donne l’équation-bilan incomplète : V₂O₅ + X → Al₂O₃ + V. a) Identifie le corps simple X et l’élément V. b) Équilibre l’équation. c) Précise l’oxydant, le réducteur, le réactif oxydé et le réactif réduit.

Données

Équation incomplète : V₂O₅ + X → Al₂O₃ + V
M(V) = 51 g/mol ; M(Al) = 27 g/mol ; M(O) = 16 g/mol

Exercice 2Guidé

Réduction de l’oxyde de cuivre II par le carbone

On fait réagir 16 g d’oxyde de cuivre (CuO) avec du carbone. Quelle masse de cuivre pur obtient-on ?

Données

m(CuO) = 16 g
M(Cu) = 63,5 g/mol ; M(O) = 16 g/mol ; M(C) = 12 g/mol

Exercice 3Guidé

Combustion complète du carbone

On brûle complètement 24 g de carbone dans le dioxygène. Quelle masse de dioxyde de carbone est produite ?

Données

m(C) = 24 g
M(C) = 12 g/mol ; M(O) = 16 g/mol

Exercice 4Guidé

Synthèse de la magnétite par oxydation du fer

On désire obtenir 232 g de magnétite (Fe₃O₄). Quelle masse de fer faut-il utiliser au départ ?

Données

m(Fe₃O₄) = 232 g
M(Fe) = 56 g/mol ; M(O) = 16 g/mol

Exercice 5Guidé

Réduction de l’oxyde de plomb par le dihydrogène

Quelle masse d’eau se forme lorsqu’on réduit 223 g d’oxyde de plomb (PbO) par le dihydrogène ?

Données

m(PbO) = 223 g
M(Pb) = 207 g/mol ; M(O) = 16 g/mol ; M(H) = 1 g/mol

Exercice 6Guidé

Aluminothermie du fer

On fait réagir 54 g d’aluminium avec de l’oxyde de fer III. Quelle masse de fer pur est produite ?

Données

m(Al) = 54 g
M(Al) = 27 g/mol ; M(Fe) = 56 g/mol

Exercices avancés (7 à 26)

Ici l’équation chimique n’est pas donnée : il faut l’écrire et l’équilibrer avant tout calcul.

Exercice 7AvancéÉquation à écrire

Réduction du tétroxyde de trifer par le monoxyde de carbone

On fait réagir du monoxyde de carbone sur du tétroxyde de trifer (oxyde magnétique). Il se forme du fer métallique et du dioxyde de carbone. Quelle masse de fer pur obtient-on à partir de 116 g d’oxyde magnétique ?

Données

m(Fe₃O₄) = 116 g
M(Fe) = 56 g/mol ; M(O) = 16 g/mol ; M(C) = 12 g/mol

Exercice 8AvancéÉquation à écrire

Oxydation complète du fer métallique

Un bloc de fer de 168 g subit une oxydation complète par le dioxygène pour former uniquement de l’oxyde de fer III (hématite). Calcule la masse d’hématite formée puis la masse de dioxygène consommée.

Données

m(Fe) = 168 g
M(Fe) = 56 g/mol ; M(O) = 16 g/mol

Exercice 9AvancéÉquation à écrire

Aluminothermie du sesquioxyde de chrome

Pour produire du chrome métallique très pur, on fait réagir de la poudre d’aluminium avec de l’oxyde de chrome III. Avec 54 g d’aluminium et un excès d’oxyde, quelle masse de chrome est libérée ?

Données

m(Al) = 54 g ; Cr₂O₃ en excès
M(Al) = 27 g/mol ; M(Cr) = 52 g/mol

Exercice 10AvancéÉquation à écrire

Réduction de l’oxyde de zinc par le carbone

On chauffe un mélange d’oxyde de zinc et de carbone : il se forme du zinc pur et du dioxyde de carbone. Quelle masse de carbone faut-il pour réduire entièrement 162,8 g d’oxyde de zinc ?

Données

m(ZnO) = 162,8 g
M(Zn) = 65,4 g/mol ; M(O) = 16 g/mol ; M(C) = 12 g/mol

Exercice 11AvancéÉquation à écrire

Réduction du trioxyde de tungstène par le dihydrogène

Le tungstène des filaments d’ampoules est extrait de WO₃ par réduction au dihydrogène ; l’autre produit est l’eau. Quelle masse de WO₃ faut-il pour préparer 91,92 g de tungstène ? (M(W) = 183,8 g/mol)

Données

m(W) = 91,92 g
M(W) = 183,8 g/mol ; M(O) = 16 g/mol

Exercice 12AvancéÉquation à écrire

Attaque de l’oxyde de plomb par le monoxyde de carbone

En métallurgie du plomb, on réduit le monoxyde de plomb par le monoxyde de carbone pour produire du plomb pur et du dioxyde de carbone. Calcule la masse de plomb obtenue à partir de 446 g d’oxyde de plomb.

Données

m(PbO) = 446 g
M(Pb) = 207 g/mol ; M(O) = 16 g/mol

Exercice 13AvancéÉquation à écrire

Aluminothermie du dioxyde de manganèse

L’aluminothermie appliquée au dioxyde de manganèse produit du manganèse métallique et de l’alumine. Quelle masse d’aluminium doit-on mélanger avec 261 g de MnO₂ pour une réaction stœchiométrique ?

Données

m(MnO₂) = 261 g
M(Mn) = 55 g/mol ; M(O) = 16 g/mol ; M(Al) = 27 g/mol

Exercice 14AvancéÉquation à écrire

Combustion incomplète du carbone

En milieu pauvre en oxygène, le carbone réagit avec le dioxygène pour former exclusivement du monoxyde de carbone. Quelle masse de dioxygène est consommée par 36 g de carbone ?

Données

m(C) = 36 g
M(C) = 12 g/mol ; M(O₂) = 32 g/mol

Exercice 15AvancéÉquation à écrire

Procédé Kroll : réduction du dioxyde de titane par le magnésium

Le titane est obtenu en faisant réagir du magnésium métallique sur du dioxyde de titane ; les produits sont le titane pur et l’oxyde de magnésium. Quelle masse de titane obtient-on avec 96 g de magnésium ?

Données

m(Mg) = 96 g
M(Mg) = 24 g/mol ; M(Ti) = 48 g/mol

Exercice 16AvancéÉquation à écrire

Action du dihydrogène sur le sesquioxyde de fer

En faisant passer un courant de dihydrogène sur de l’oxyde de fer III chauffé, on obtient du fer métallique et de la vapeur d’eau. Quelle masse d’eau se condense si l’on réduit complètement 320 g d’oxyde de fer III ?

Données

m(Fe₂O₃) = 320 g
M(Fe) = 56 g/mol ; M(O) = 16 g/mol ; M(H₂O) = 18 g/mol

Exercice 17AvancéÉquation à écrire

Traitement de l’oxyde de nickel II par le carbone

L’oxyde de nickel II est réduit par le carbone pour donner du nickel pur et du dioxyde de carbone. Quelle masse d’oxyde de nickel faut-il traiter pour récolter 117,4 g de nickel métallique ?

Données

m(Ni) = 117,4 g
M(Ni) = 58,7 g/mol ; M(O) = 16 g/mol

Exercice 18AvancéÉquation à écrire

Réduction de la cuprite (oxyde de cuivre I) par le carbone

L’oxyde de cuivre I (cuprite, Cu₂O) est réduit par le carbone en formant du cuivre et du dioxyde de carbone. Quelle masse de cuivre est produite lors de la réduction de 286 g de cuprite ?

Données

m(Cu₂O) = 286 g
M(Cu) = 63,5 g/mol ; M(O) = 16 g/mol

Exercice 19AvancéÉquation à écrire

Réaction de Boudouard : synthèse du monoxyde de carbone

À haute température, le dioxyde de carbone réagit avec le carbone solide pour former du monoxyde de carbone. Quelle masse de CO obtient-on en faisant réagir 132 g de CO₂ avec un excès de carbone ?

Données

m(CO₂) = 132 g ; carbone en excès
M(C) = 12 g/mol ; M(O) = 16 g/mol

Exercice 20AvancéÉquation à écrire

Oxydation du magnésium dans l’air

Un ruban de magnésium brûle dans l’air en fixant le dioxygène pour produire de la magnésie (MgO). Si la masse du ruban augmente de 32 g après combustion complète, quelle était la masse initiale du ruban ?

Données

Δm = m(O₂) fixé = 32 g
M(Mg) = 24 g/mol ; M(O₂) = 32 g/mol

Exercice 21AvancéÉquation à écrire

Aluminothermie de l’oxyde de vanadium V

Pour extraire le vanadium métallique, on fait réagir l’aluminium solide sur l’oxyde de vanadium V ; il se forme de l’alumine et du vanadium pur. Si l’on fait réagir 546 g de V₂O₅, quelle masse minimale d’aluminium faut-il engager ?

Données

m(V₂O₅) = 546 g
M(V) = 51 g/mol ; M(O) = 16 g/mol ; M(Al) = 27 g/mol

Exercice 22AvancéÉquation à écrire

Réduction aluminothermique de l’oxyde de fer II

L’oxyde de fer II (FeO) subit une réduction aluminothermique produisant du fer métallique et de l’alumine. Quelle masse d’alumine est produite conjointement à 336 g de fer métallique ?

Données

m(Fe) = 336 g
M(Fe) = 56 g/mol ; M(Al) = 27 g/mol ; M(O) = 16 g/mol

Exercice 23AvancéÉquation à écrire

Grillage de la blende (sulfure de zinc)

Lors du grillage industriel de la blende (ZnS), le minerai réagit avec le dioxygène pour former de l’oxyde de zinc et du dioxyde de soufre. Quelle masse de dioxygène est nécessaire pour griller complètement 195 g de sulfure de zinc ?

Données

m(ZnS) = 195 g
M(Zn) = 65,4 g/mol ; M(S) = 32 g/mol ; M(O₂) = 32 g/mol

Exercice 24AvancéÉquation à écrire

Combustion du silicium solide

Le silicium s’oxyde dans le dioxygène pour former de la silice (SiO₂). Si 140 g de silicium sont brûlés, quelle est la masse de silice obtenue ?

Données

m(Si) = 140 g
M(Si) = 28 g/mol ; M(O) = 16 g/mol

Exercice 25AvancéÉquation à écrire

Réduction du tétroxyde de trifer par le dihydrogène

En présence de dihydrogène à haute température, l’oxyde magnétique Fe₃O₄ est réduit en fer métallique avec formation de vapeur d’eau. Quelle masse de dihydrogène est consommée pour obtenir 168 g de fer ?

Données

m(Fe) = 168 g
M(Fe) = 56 g/mol ; M(H₂) = 2 g/mol

Exercice 26AvancéÉquation à écrire

Réduction de la chaux vive par le carbone (carbure de calcium)

Dans un four électrique, la réduction de la chaux vive (CaO) par le carbone à très haute température produit du carbure de calcium (CaC₂) et du monoxyde de carbone. Quelle masse de carbone est théoriquement nécessaire pour réagir avec 112 g d’oxyde de calcium ?

Données

m(CaO) = 112 g
M(Ca) = 40 g/mol ; M(O) = 16 g/mol ; M(C) = 12 g/mol