Étape 1 : Identifier les changements d'état d'oxydation Fe: +0 → +3 (oxidation, loses 3 electrons per atom) O: +0 → -2 (reduction, gains 2 electrons per atom)
Étape 2 : Calculer le transfert d’électrons par composé Fe contains 1 Fe atom, each losing 3 electrons = 3 electrons lost per Fe O2 contains 2 O atoms, each gaining 2 electrons = 4 electrons gained per O2
Étape 3 : Écrire des demi-réactions Oxydation: Fe → Fe{3+} + 3e⁻ Réduction: O + 2e⁻ → O{2-}
Étape 4 : Équilibrer les électrons pour déterminer les coefficients Electrons lost per Fe: 3 Electrons gained per O2: 4 The least common multiple of 3 and 4 = 12 Coefficient for Fe: 12 ÷ 3 = 4 Coefficient for O2: 12 ÷ 4 = 3 Total electrons transferred: 12
Étape 5 : Bilan de masse complet D'autres coefficients sont déterminés par : • Conservation des atomes (bilan de masse) • Neutralité de charge • Relations stoechiométriques
Étape 7 : Vérifier le solde ✓ Les atomes sont équilibrés ✓ Les électrons transférés sont égaux ✓ La charge est conservée
Instructions pour l'analyse de la réaction redox :
Saisissez l'équation d'une réaction chimique et cliquez sur « Analyser ». La réponse apparaîtra ci-dessous.
Utilisez toujours une majuscule pour le premier caractère du nom de l'élément et une minuscule pour le second. Exemples : Fe, Au, Co, Br, C, O, N, F. Comparer : Co (cobalt) et CO (monoxyde de carbone).
Pour entrer un électron dans une équation chimique, utilisez {-} ou e
Pour entrer un ion, spécifiez la charge après le composé entre accolades : {+3} ou {3+} ou {3}. Exemple : Fe{3+} + I{-} = Fe{2+} + I2
Que sont les réactions redox ?
Les réactions d'oxydoréduction (réduction-oxydation) sont des réactions chimiques au cours desquelles l'état d'oxydation des atomes est modifié. Ces réactions impliquent un transfert d'électrons entre espèces chimiques.
Concepts clés :
Oxydation: Perte d'électrons, augmentation de l'état d'oxydation
Réduction: Gain d'électrons, diminution de l'état d'oxydation
Agent oxydant: Espèce qui provoque l'oxydation (se réduit elle-même)
Agent réducteur: Espèce qui provoque une réduction (s'oxyde elle-même)
Exemple : CuCl2 + Al → Cu + AlCl3
Analysons cela étape par étape :
Attribuer les états d'oxydation : CuCl₂: Cu = +2, Cl = -1 Al: Al = 0 Cu: Cu = 0 AlCl₃: Al = +3, Cl = -1
