Réactions d'oxydoréduction

1. Vérifie que chaque type d'atome est présent en même quantité à gauche et à droite.
2. Vérifie que la charge totale est la même à gauche et à droite.

💡 À retenir : Conservation de la matière et de la charge.

Le réducteur "réduit" l'oxydant en lui donnant des électrons. C'est pour cela qu'on l'appelle réducteur.

💡 À retenir : Le réducteur est le donneur d'électrons.

C'est une question de transfert d'électrons :

1. L'oxydant est l'espèce qui reçoit (capte) les électrons.
2. Le réducteur est l'espèce qui donne (perd) les électrons.

💡 À retenir : Oxydant $\rightarrow$ Gagne $e^-$ | Réducteur $\rightarrow$ Perd $e^-$.

Pour identifier l'oxydant dans une équation :

1. Regarde les couples donnés.
2. L'oxydant est l'espèce qui apparaît avec un nombre de charges positives plus élevé ou qui est du côté des produits dans une demi-équation de réduction.
3. Dans une demi-équation, l'oxydant est toujours écrit à gauche avec les électrons : $Ox + ne^- \rightarrow Red$.

💡 À retenir : L'oxydant est l'espèce qui "cherche" des électrons.

C'est une équation qui représente uniquement le transfert d'électrons pour un seul couple (un seul oxydant et un seul réducteur). Elle permet de voir combien d'électrons sont échangés lors de la transformation d'une espèce.

💡 À retenir : Une demi-équation ne doit jamais contenir d'électrons dans son résultat final.

Si l'espèce contient de l'oxygène et que tu dois l'équilibrer, tu dois ajouter des molécules d'eau $H_2O$ du côté où il manque des atomes d'oxygène.

💡 À retenir : On utilise $H_2O$ pour l'oxygène et $H^+$ pour l'hydrogène.

Parce que l'équation globale représente le transfert total entre les deux espèces. Les électrons perdus par le réducteur sont exactement les mêmes que ceux gagnés par l'oxydant. Ils s'annulent mathématiquement.

💡 À retenir : Une équation chimique finale ne contient jamais d'électrons.

Oui, très souvent. Par exemple, l'ion permanganate $MnO_4^-$ ou l'ion cuivre $Cu^{2+}$ sont des oxydants très courants en chimie.

💡 À retenir : Un oxydant peut être un atome, un ion ou une molécule.

On écrit toujours l'oxydant en premier, séparé par un slash : $(Ag^+/Ag)$.

💡 À retenir : La notation est toujours $(Ox/Red)$.

Il faut multiplier chaque demi-équation par un coefficient entier tel que le nombre d'électrons soit identique. Par exemple, si on a $1e^-$ d'un côté et $2e^-$ de l'autre, on multiplie la première par 2.

💡 À retenir : On cherche le plus petit commun multiple des électrons.

Non, c'est l'inverse. L'oxydation est la perte d'électrons. Le gain d'électrons s'appelle la réduction.

💡 À retenir : Oxydation = Perte | Réduction = Gain.

Dans le cadre du chapitre sur l'oxydoréduction, non. Si l'on parle uniquement de réactions d'oxydoréduction, le transfert d'électrons est la définition même de la réaction.

💡 À retenir : Pas d'électrons = Pas d'oxydoréduction.