Étape 1 : Analyse de la structure moléculaire

La calculatrice analyse d’abord les liaisons chimiques dans la molécule pour comprendre comment les atomes sont connectés. Chaque liaison représente une paire d’électrons partagés entre les atomes.

Étape 2 : Attribution d'électrons basée sur l'électronégativité

Pour chaque liaison, les électrons sont attribués à l'atome le plus électronégatif :

• Si l'atome A est plus électronégatif que l'atome B, tous les électrons de liaison vont à l'atome A
• Si les deux atomes ont la même électronégativité, les électrons sont partagés de manière égale
• Les électrons des paires non isolées appartiennent toujours à l'atome sur lequel ils se trouvent

Étape 3 : Calcul de l'état d'oxydation

L'état d'oxydation est calculé comme suit :
État d'oxydation = Électrons de valence - Électrons attribués

Où:

• Électrons de valence = nombre d'électrons dans la couche la plus externe de l'atome neutre
• Électrons attribués = électrons « possédés » par l'atome en fonction de l'électronégativité

Exemple : Eau (H₂O)

Voyons comment cela fonctionne pour l’eau :

1. L'oxygène (électronégativité 3,44) est plus électronégatif que l'hydrogène (2,20)
2. Dans chaque liaison OH, les deux électrons sont attribués à l'oxygène
3. L'oxygène possède également 2 paires isolées (4 électrons) qui lui appartiennent
4. Nombre total d'électrons attribués à l'oxygène : 4 (à partir de liaisons) + 4 (paires non liants) = 8
5. État d'oxydation de l'oxygène : 6 (valence) - 8 (attribué) = -2
6. Chaque hydrogène reçoit 0 électron des liaisons
7. L'état d'oxydation de chaque hydrogène : 1 (valence) - 0 (attribué) = +1

Règle 1 : Éléments purs

L'état d'oxydation de tout élément pur est 0.
Exemples : Na, Cl₂, O₂, S₈ ont tous des états d’oxydation de 0.

Règle 2 : Ions monoatomiques

L'état d'oxydation d'un ion monoatomique est égal à sa charge.
Exemples : Na⁺ a un état d’oxydation +1, Cl⁻ a un état d’oxydation -1.

Règle 3 : L'oxygène

L'oxygène a généralement un état d'oxydation de -2 dans les composés.
Exception : Dans les peroxydes (H₂O₂), l’oxygène a un état d’oxydation de -1.

Règle 4 : L'hydrogène

L'hydrogène a généralement un état d'oxydation de +1 dans les composés.
Exception : dans les hydrures métalliques (NaH), l’hydrogène a un état d’oxydation de -1.

Règle 5 : Le fluor

Le fluor a toujours un état d’oxydation de -1 dans les composés.

Règle 6 : Composés neutres

La somme des états d’oxydation dans une molécule neutre doit être égale à zéro.
Exemple : Dans H₂O, H a +1 et O a -2, donc (2 × +1) + (-2) = 0.

Règle 7 : Ions polyatomiques

La somme des états d'oxydation d'un ion polyatomique est égale à la charge de l'ion.
Exemple : Dans SO₄²⁻, S a +6 et O a -2, donc (+6) + (4 × -2) = -2.