Chapitre 0

Chapitre I
RAPPELS
I.1 Nombres d’oxydation (N.O)
Comment attribuer les nombres d’oxydation des atomes dans une molécule.
Le nombre d’oxydation est la charge attribuée à un atome d’une molécule où d’un ion.
 Conseils pour déterminer le nombre d’oxydation
1. Pour les éléments dans leur état élémentaire (Ex : Cu, Fe, S, Na, etc.) ou les gaz dans
leur état élémentaire (Ex : H2, O2, N2, F2, etc.), N.O = 0.
2. Pour l’ion monoatomique N.O = Charge de l’ion, (Ex : Na+ (N.O = +1), Cu2+ (N.O =
+2), Cl-1 (N.O = -1).
3. Pour l’hydrogène H, N.O = + 1 avec les non-métaux, et N.O = - 1 avec les métaux.
4. Pour l’oxygène O, N.O = - 2 dans tous les composés à l’exception de OF2 ou F2O
N.O = + 2, et H2O2, Na2O2, N.O = - 1.
5. Pour les éléments du groupe IA, N.O = + 1.
6. Pour les éléments du groupe IIA, N.O = + 2.
7. Pour les Halogènes, habituellement N.O = - 1, N.O positif avec l’oxygène.
8. Le nombre d’oxydation (N.O) est la somme algébrique de tous les nombres
d’oxydation de tous les atomes dans la molécule, (Molécule neutre : AB N.O =
A + B = O, AB2 N.O = A + 2 (B) = O, Ion polyatomique : AB-1 N.O =
A + B = - 1, N.O = charge de l’ion).
Exemple01
NH4Cl N (N.O = ?) H (N.O = +1) Cl (N.O = -1)
(N) + 4(H) + (Cl) = 0 X + 4(+1) + (-1) = 0 X = - 3 N.O de N = -3
Exemple02
K2Cr2O7 K (N.O = +1) Cr (N.O = ?) O (N.O = -2)
2 (K) + 2(Cr) +7 (O) 2(+1) + 2(X) + 7(-2) = 0 X = + 6 N.O de Cr = +6
Exemple03
H2SO4 H (N.O = +1) S (N.O =?) O (N.O = -2)
2(H) + (S) + 4(O) = 0 2(+1) + (X) + 4(-2) = 0 X = + 6 N.O de S = +6

 électron
Exemple04
KMnO4 K (N.O = +1) Mn (N.O =?) O (N.O = -2)
(K) + (Mn) + 4(O) = 0 (+1) + (X) +4(-2) = 0 X = +7 N.O de Mn = +7
Exemple05
CO32- C (N.O = ?) O (N.O = - 2)
(C) + 3(O) = - 2 X + 3(- 2) = - 2 X = + 4 N.O de C = +4
I.2 Réactions d’oxydoréduction ou « Réactions redox »
Dans les réactions d’oxydoréduction ou réactions redox, il se produit un transfert
d’électrons entre les atomes.
Comme exemple, considérons deux atomes A et B. La réaction d’oxydoréduction implique
un transfert d’électrons de l’atome A vers l’atome B, ceci signifie que l’atome A a cédé des
électrons à l’atome B, et que l’atome B a reçu des électrons de l’atome A.
Le transfert d’électrons entre les atomes A et B, on l’exprime par les termes oxydation
et réduction :
 l’atome A a subi une oxydation, ce qui signifie que l’atome A a été oxydé,
 l’atome B a subi une réduction, ce qui signifie que l’atome B a été réduit.
A
Atome A Atome B
Oxydation Réduction
A a été oxydé B a été réduit
Exemple :
Soit la réaction chimique suivante : Na + Cl NaCl
En étant seuls, les atomes de sodium Na et de chlore Cl sont électriquement neutres ( ils n’ont
pas de charges), mais lorsqu’ils sont ensemble, ils sont chargés.
On a un transfert d’un électron entre
l’atome de sodium Na et l’atome de chlore
Cl.
L’atome de sodium Na perd un électron et devient Na +, alors que l’atome de chlore Cl
gagne un électron et devient Cl-. Les deux ions vont s’attirer (charges opposées) et vont
former le composé de chlorure de sodium NaCl.
électron Oxydation : Perte d’électrons
Réduction : Gain d’électrons
B
A
Cl
Na

Na Le sodium Na est oxydé : il perd un électron Na Na+ + e-
N.O augmente
Cl Le chlore Cl est réduit : il gagne un électron Cl + e- Cl-
N.O diminue
Oxydation
Na + Cl NaCl
Réduction
Les équations (1) et (2) sont appelées demi-réactions d’oxydoréduction. Elles doivent
toujours avoir lieu en même temps.
I.2.1 Agent oxydant et agent réducteur
Un agent oxydant fait qu’une oxydation ait lieu.
Un agent réducteur fait qu’une réduction ait lieu.
Considérons deux atomes A et B.
L’atome B prend des électrons à l’atome A en l’oxydant, donc l’atome B est l’agent oxydant.
L’atome A donne des électrons à l’atome B en le réduisant, donc l’atome A est l’agent
réducteur.
 L’élément qui s’oxyde est l’agent réducteur
 L’élément qui se réduit est l’agent oxydant
N.O
0
Na
0
Cl
+1
Na
-1
Cl
-
-
0
+1
1
-1
0
Oxydation
:
Na Na+ + e- (1)
Réduction : Cl + e- Cl- (2)

Résumé
 Un oxydant est une espèce (atome, ion ou molécule) chimique qui peut capter un
ou plusieurs électrons.
 Un réducteur est une espèce chimique qui peut donner un ou plusieurs électrons.
Exemple
Soit la réaction chimique suivante : Na + Cl NaCl
Quel est l’agent oxydant et l’agent réducteur ?
0 0 +2 -1
Ca + Cl2 CaCl2
Ca est oxydé : perte d’électrons, c’est l’agent réducteur : augmentation du N.O (de 0 à +2)
Cl est réduit : gain d’électrons, c’est l’agent oxydant : diminution du N.O (de 0 à -1)
I.2.2 Couple oxydant / réducteur
Ox / Red
Ox est l’oxydant conjugué de Red
Red est le réducteur conjugué de Ox
Important : l’écriture doit toujours se faire dans cet ordre Ox / Red
Exemple 01
Zn et Zn2+ constituent les deux espèces d’un couple ox / red. Identifier l’oxydant.
Oxydation : perte d’électrons N.O : augmente
Réduction : gain d’électrons N.O : diminue
Oxydant : gain d’électrons N.O : diminue
Réducteur : perte d’électrons N.O : augmente

Zn2+ + 2 e- Zn
Zn2+ peut capter (gagner) 02 électrons et devenir Zn ; N.O diminue, Zn2+ est l’oxydant.
Zn a libéré (perdu) 02 électrons et devient Zn2+ ; N.O augmente, Zn est le réducteur.
Le couple s’écrit : Zn2+ / Zn
Exemple 02
Al et Al3+ constituent les deux espèces d’un couple ox / red; identifier le réducteur.
Al peut donner (perdre) 03 électrons pour devenir Al3+ ; N.O augmente Al est le
réducteur .
L’équation s’écrit : Al Al3+ + 3 e-
Le couple s’écrit : Al3+ / Al
I.2.3 Demi - équation redox
Ox + n e- Red
L’oxydant capte un certain nombre d’électrons et se transforme en réducteur.
Red Ox + n e-
Le réducteur se transforme en oxydant après avoir donné un certain nombre
d’électrons.
Important : Les électrons sont toujours du même côté que l’oxydant.
Conseils pour équilibrer les équation redox :
Milieu acide
1. Déterminer les nombres d’oxydation (N.O et identifier une augmentation ou
diminution du N.O.(afin de connaître l’élément oxydé et réduit).
2. Equilibrer l’augmentation ou la diminution du N.O en multipliant par le nombre
adéquat.
3. Ecrire les demi – réactions.
4. Equilibrer les atomes autres que O et H.
5. Ajouter H2O pour équilibrer O.
6. Ajouter H+ pour équilibrer H.
7. Ajouter des électrons pour équilibrer les charges.
8. Pondérer les demi – réactions de manière à faire disparaître les électrons.