Réaction d'oxydo-réduction Flashcards
Oxydation
est une réaction au cours de laquelle un réactif cède (perd)
un ou des électron(s).
Reduction
est une réaction au cours de laquelle un réactif capture (prend) un ou des électron(s).
Oxydant
est le réactif capable de provoquer une oxydation c’est à dire qu’il capte un ou plusieurs électrons à un autre réactif.
Reducteur
est le réactif capable de provoquer une réduction c’est à dire qu’il cède un ou plusieurs électrons à un autre réactif.
Etage (nombre) d’oxydation
L’étage d’oxydation (E.O.) d’un atome est la charge formelle que porte cet atome, lorsque, dans chaque liaison où il intervient, on attribue une charge négative à l’atome le plus électronégatif et une charge positive à l’autre.
L’E.O. s’expime par un nombre entier positif ou négatif.
Calcul de l’étage d’oxydation
- La première chose à retenir est que la somme algébrique des étages d’oxydation des éléments constitutifs d’une molécule (ou d’un ion) est égale à sa charge électrique nette.
Cela veut dire que si la molécule est neutre, la somme des E.O. est égale à zéro, s’il s’agit d’un ion, la somme est égale à la charge de l’ion.
exemple : H2SO4 = 0 ;; SO4 – = -2
2.
La deuxième chose à retenir est l’E.O. de certains éléments :
Les métaux E.O. = +1 famille Ia : Li, Na, K, Ag
E.O. = + 2 famille IIa : Be, Mg, Ca, Ba, Zn
E.O. = + 3 famille IIIa : B, Al
L
’
hydrogène E.O. = -1 dans un hydrure (H-). ex . NaH
E.O. = 0 exclusivement dans la molécule H2
E.O. = +1 à part ces deux cas ci-dessus, l
’
hydrogène est toujours à l
’
étage +1
L
’
oxygène E.O. = -2 presque toujours
E.O. = -1 dans péroxyde (-O-O-) : H2O2
E.O. = O exclusivement dans la molécule O2 ou O3(Ozone)
Le fluor E.O. = -1 presque toujours
E.O. = O exclusivement dans la molécule F2
Variation de l’EO
Une diminution de E.O. (ex. +7 -> +2) correspond à une réduction
Une augmentation de E.O. ( ex . +2 -> +3) correspond à une oxydation
Méthode oxydo-reduction
1.
Ecrire une des 2 demi-équations de l’oxydo-réduction
2.
Déterminer les étages d’oxdation (E.O.) des atomes
3.
Repèrer l’atome dont l’étage d’oxydation (E.O.) se modifie
4.
Indiquer le nombre d’électrons échangés
5.
Calculer la charge globale à gauche et à droite de la demi-équation
6.
Ajouter des H+ (en milieu acide) ou des OH- (en milieu basique)afin que les charges soient égales à gauche et à droite de la demi-équation
7.
Equilibrer la demi-équation (ajouter H2O du côté où manquent desO et des H)
8.
Déterminer si c’est le système oxydant (E.O diminue) ou le système réducteur (E.O. augmente)
9.
Recommencer la démarche (point 1 à 8) pour l’autre demi-équation
10.
Multiplier éventuellement une ou les 2 demi-équations afin que le nombre d’électrons perdus lors de l’oxydation soit égal au nombre d’électrons gagnés lors de la réduction
11.
Ecrire l’équation ionique en rassemblant les 2 demi-équations
12.
Simplifier ce qu’on retrouve en commun à gauche et à droite dans l’équation ionique
13.
Ajouter les contre ions nécesssaires pour neutraliser tous les ions
14.
Ecrire l’équation moléculaire et vérifier que tout est bien équilibré
