Étape 1 : Identifier les changements d'état d'oxydation Mg: +0 → +2 (oxidation, loses 2 electrons per atom) Ag: +1 → +0 (reduction, gains 1 electron per atom)
Étape 2 : Calculer le transfert d’électrons par composé Mg contains 1 Mg atom, each losing 2 electrons = 2 electrons lost per Mg AgNO3 contains 1 Ag atom, each gaining 1 electron = 1 electrons gained per AgNO3
Étape 3 : Écrire des demi-réactions Oxydation: Mg → Mg{2+} + 2e⁻ Réduction: Ag{+} + 1e⁻ → Ag
Étape 4 : Équilibrer les électrons pour déterminer les coefficients Electrons lost per Mg: 2 Electrons gained per AgNO3: 1 The least common multiple of 2 and 1 = 2 Coefficient for Mg: 2 ÷ 2 = 1 Coefficient for AgNO3: 2 ÷ 1 = 2 Total electrons transferred: 2
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
