782 Chapitre 30
Réactions d’oxydo-réduction
• Attribuer n.o.(O) = - II et n.o.(H) = + I (sauf exceptions).
• Écrire et résoudre l’équation :
somme des n.o. des éléments d’un édifice chimique = charge de l’édifice
• Pour les exceptions où n.o.(O) = -II et n.o.(H) = +I, écrire la formule de Lewis afin
de visualiser les électrons de valence puis les répartir en fonction des électronégativités
des éléments pour évaluer les nombres d’oxydation.
Méthode 30.2 : Déterminer un nombre d’oxydation
Exercice (30.2)
On peut rencontrer des n.o. non entiers. Cela traduit l’existence, au sein de l’édifice,
d’un élément à différents états d’oxydation, la moyenne donnant un n.o. fractionnaire.
Par exemple pour l’édifice Fe 3 O 4 (magnétite), l’équation au nombre d’oxydation x de
l’élément fer est 3 x + 4 (- II) = 0 et conduit à x = +VIII/3. Sur trois Fe, deux sont
au degré d’oxydation +III et un au degré d’oxydation +II.
• Placer le réactif et sa forme conjuguée de chaque coté du signe « = ».
• Assurer la conservation de l’élément commun à l’oxydant et au réducteur.
Cr 2 O
2–
7
= 2 Cr
3–
• Déterminer le n.o. de l’élément commun à l’oxydant et au réducteur.
• Assurer l’équilibrage des n.o. à l’aide d’électrons e
– .
Cr 2 O
2–
7
+ 6e
–
=
2 Cr
3+
2(+VI)
2(+III)
• Assurer la conservation de la charge à l’aide de protons H
+ .
Cr 2 O
2–
7 + 6 e
– + 14 H
+ = 2 Cr
3–
• Assurer la conservation de l’élément O à l’aide de molécules d’eau H 2 O.
Cr 2 O
2–
7 + 6 e
– + 14 H
+ = 2 Cr
3– + 7 H 2 O
Méthode 30.3 : Écrire une demi-équation redox à l’aide des nombres d’oxydation
Exercice (30.1)
Parmi les oxydants et réducteurs classiques, quelles espèces doivent être connues ?
Nom
Formule
Couple
Exemple
Ion dichromate
Cr 2 O
2–
7
Cr 2 O
2–
7 /Cr
3+
Ethylotest
Ion permanganate
MnO
–
4
MnO
–
4 /Mn
2+
Traitement anti-fongique
Ion hypochlorite
ClO
–
ClO
– /Cl
–
Eau de javel
Peroxyde d’hydrogène
H 2 O 2
H 2 O 2 /H 2 O
Eau oxygénée
Ion thiosulfate
S 2 O
2–
3
S 4 O
2–
6 /S 2 O
2–
3
Fixateur (développement photo)
partagelivrescpge.blogspot.com
Réactions d’oxydo-réduction
• Attribuer n.o.(O) = - II et n.o.(H) = + I (sauf exceptions).
• Écrire et résoudre l’équation :
somme des n.o. des éléments d’un édifice chimique = charge de l’édifice
• Pour les exceptions où n.o.(O) = -II et n.o.(H) = +I, écrire la formule de Lewis afin
de visualiser les électrons de valence puis les répartir en fonction des électronégativités
des éléments pour évaluer les nombres d’oxydation.
Méthode 30.2 : Déterminer un nombre d’oxydation
Exercice (30.2)
On peut rencontrer des n.o. non entiers. Cela traduit l’existence, au sein de l’édifice,
d’un élément à différents états d’oxydation, la moyenne donnant un n.o. fractionnaire.
Par exemple pour l’édifice Fe 3 O 4 (magnétite), l’équation au nombre d’oxydation x de
l’élément fer est 3 x + 4 (- II) = 0 et conduit à x = +VIII/3. Sur trois Fe, deux sont
au degré d’oxydation +III et un au degré d’oxydation +II.
• Placer le réactif et sa forme conjuguée de chaque coté du signe « = ».
• Assurer la conservation de l’élément commun à l’oxydant et au réducteur.
Cr 2 O
2–
7
= 2 Cr
3–
• Déterminer le n.o. de l’élément commun à l’oxydant et au réducteur.
• Assurer l’équilibrage des n.o. à l’aide d’électrons e
– .
Cr 2 O
2–
7
+ 6e
–
=
2 Cr
3+
2(+VI)
2(+III)
• Assurer la conservation de la charge à l’aide de protons H
+ .
Cr 2 O
2–
7 + 6 e
– + 14 H
+ = 2 Cr
3–
• Assurer la conservation de l’élément O à l’aide de molécules d’eau H 2 O.
Cr 2 O
2–
7 + 6 e
– + 14 H
+ = 2 Cr
3– + 7 H 2 O
Méthode 30.3 : Écrire une demi-équation redox à l’aide des nombres d’oxydation
Exercice (30.1)
Parmi les oxydants et réducteurs classiques, quelles espèces doivent être connues ?
Nom
Formule
Couple
Exemple
Ion dichromate
Cr 2 O
2–
7
Cr 2 O
2–
7 /Cr
3+
Ethylotest
Ion permanganate
MnO
–
4
MnO
–
4 /Mn
2+
Traitement anti-fongique
Ion hypochlorite
ClO
–
ClO
– /Cl
–
Eau de javel
Peroxyde d’hydrogène
H 2 O 2
H 2 O 2 /H 2 O
Eau oxygénée
Ion thiosulfate
S 2 O
2–
3
S 4 O
2–
6 /S 2 O
2–
3
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