Réactions d'oxydo-réduction

OXYDANT : capte des électrons → se RÉDUIT RÉDUCTEUR : cède des électrons → s'OXYDE DEMI-ÉQUATION : Ox + ne⁻ ⇌ Red EXEMPLES : Cu²⁺/Cu : Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu Fe³⁺/Fe²⁺ : Fe³⁺ + e⁻ → Fe²⁺ MnO₄⁻/Mn²⁺ : MnO₄⁻ + 8H⁺ + 5e⁻ → Mn²⁺ + 4H₂O Cr₂O₇²⁻/Cr³⁺ : Cr₂O₇²⁻ + 14H⁺ + 6e⁻ → 2Cr³⁺ + 7H₂O

Le NO est la charge fictive en supposant les liaisons ioniques. RÈGLES : • Métal pur : NO = 0 • Ion monoatomique : NO = charge de l'ion • H : NO = +I (sauf hydrures métalliques : −I) • O : NO = −II (sauf H₂O₂ : −I ; OF₂ : +II) • Somme des NO = charge totale de la formule REPÉRER LA TRANSFORMATION : Oxydation ↔ NO augmente (perte e⁻) Réduction ↔ NO diminue (gain e⁻)

1. Identifier les deux demi-équations (Ox/Red) 2. Équilibrer les atomes autres que O et H 3. Équilibrer O avec H₂O 4. Équilibrer H avec H⁺ 5. Équilibrer les charges avec e⁻ 6. Multiplier pour éliminer les e⁻ 7. Additionner les deux demi-équations EXEMPLE : MnO₄⁻ + Fe²⁺ → Mn²⁺ + Fe³⁺ Réd : MnO₄⁻ + 8H⁺ + 5e⁻ → Mn²⁺ + 4H₂O (×1) Ox : Fe²⁺ → Fe³⁺ + e⁻ (×5) Bilan : MnO₄⁻ + 8H⁺ + 5Fe²⁺ → Mn²⁺ + 4H₂O + 5Fe³⁺