🧪 FICHE DE RÉVISION 01 — PREMIÈRE

 CHAPITRE 02 — LES RÉACTIONS D’OXYDORÉDUCTION

1)- 🔴 L’ESSENTIEL À RETENIR

-  ⭐ ASTUCE MÉMO

-  Oxydant = GAGNE des électrons

-  Réducteur = PERD des électrons

-  👉 Oxydant → réduction (un oxydant est réduit)

-  👉 Réducteur → oxydation (un réducteur est oxydé)

 

2)- 🟠 OXYDANT ET RÉDUCTEUR

-  🟥 OXYDANT

-  Un oxydant est une espèce chimique capable de capter/gagner des électrons.

-  Exemples :

 

-  Lorsqu'un oxydant gagne des électrons :

-  Ox + n e⁻ → Red

-  ➡️ Il est réduit.

-  🟦 RÉDUCTEUR

-  Un réducteur est une espèce chimique capable de céder/perdre des électrons.

-  Exemples :

-  Lorsqu'un réducteur perd des électrons :

-  Red → Ox + n e⁻

-  ➡️ Il est oxydé.

 

3)- 🟢 COUPLE OXYDANT / RÉDUCTEUR

-  Un couple s'écrit toujours :

-  Oxydant / Réducteur

-  Ox / Red

-  La demi-équation électronique associée s'écrit :

-  ⭐ Ox + n e⁻ ⇄ Red

-  ⚠️ L'oxydant est toujours placé à gauche.

-  Exemples

 

4)- 🔵 OXYDATION OU RÉDUCTION ?

-  Réduction :

-  Une espèce gagne des électrons :

-  Ox + e⁻ → Red

-  OX → RED = RÉDUCTION

-  Oxydation :

-  Une espèce perd des électrons :

-  Red → Ox + e⁻

-  RED → OX = OXYDATION

-  🧠 ASTUCE

-  Réduction = réception d'électrons

-  Oxydation = départ d'électrons

 

5)- 🟣 RÉACTION D’OXYDORÉDUCTION

-  Une réaction d'oxydoréduction associe :

-  un oxydant d'un couple + un réducteur d'un autre couple

-  pour former leurs espèces conjuguées.

-  Forme générale

-  Ox₁ + Red₂ → Red₁ + Ox₂

-  Pendant la réaction :

-  Ox₁ gagne des électrons → il est réduit

-  Red₂ perd des électrons → il est oxydé

-  ⭐ POINT CAPITAL

-  Les électrons ne doivent JAMAIS apparaître dans l'équation-bilan.

-  Ils apparaissent uniquement dans les demi-équations électroniques.

 

6)- 🟠 MÉTHODE — ÉTABLIR UNE RÉACTION D’OXYDORÉDUCTION

-  Étape ① — Identifier les couples

-  À partir de l'énoncé, déterminer les deux couples :

-  Ox₁ / Red₁ et Ox₂ / Red₂

-  Étape ② — Écrire les deux demi-équations

-  Toujours sous la forme :

-  Ox + n e⁻ ⇌ Red

-  Étape ③ — Identifier la transformation

-  Le réducteur fournit les électrons.

-  L'oxydant les récupère.

-  Étape ④ — Égaliser le nombre d'électrons

-  Multiplier les demi-équations par les coefficients nécessaires.

-  Étape ⑤ — Additionner

-  Les électrons doivent se simplifier.

-  Étape ⑥ — Vérifier

-  ✔ mêmes éléments des deux côtés

-  ✔ même charge totale des deux côtés

-  ✔ aucun électron dans le bilan final

-  ✔ coefficients entiers et simplifiés

 

7)- 🟡 EXEMPLE CLASSIQUE : CUIVRE + IONS ARGENT

-  On plonge du cuivre métallique dans une solution contenant des ions argent Ag⁺.

-  Couples : Cu²⁺/ Cu et Ag⁺ / Ag

-  Demi-équations

-  Oxydation du cuivre :

-  Cu → Cu²⁺ + 2 e⁻

-  Réduction de l'argent :

-  Ag⁺ + e⁻ → Ag

-  Il faut donc multiplier la deuxième équation par 2 :

-  2 Ag⁺ + 2 e⁻ → 2 Ag

-  Équation-bilan

-  🟢 2 Ag⁺ + Cu (s) → 2 Ag +  Cu²⁺

-  Le cuivre est donc :

-  ➡️ réducteur

-  ➡️ oxydé

-  Les ions Ag⁺ sont :

-  ➡️ oxydants

-  ➡️ réduits

 

8)- 🟢 CAS DES MÉTAUX

-  Pour un métal M :

-  Couple général

-  Mⁿ⁺/ M

-  Demi-équation

-  Mⁿ⁺ + n e⁻ ⇄ M

-  Le métal M peut perdre des électrons :

-  M → Mⁿ⁺ + n e⁻

-  ➡️ M est un réducteur.

-  Le cation métallique :

-  Mⁿ⁺ peut gagner des électrons :

-  ➡️ Mⁿ⁺ est un oxydant.

-  Exemples

 

 

9)- 🔵 COUPLES ENTRE CATIONS MÉTALLIQUES

-  Exemple : Fe³⁺/Fe²⁺

-  Demi-équation : Fe³⁺+ e⁻ ⇄ Fe²⁺

-  Ici :

-  🟥 Fe³⁺ = oxydant

-  🟦 Fe²⁺ = réducteur

-  ⚠️ À RETENIR

-  Pour certains couples d'ions métalliques, l'ion ayant la charge la plus élevée est l'oxydant.

-  Exemple : Fe³⁺+ e⁻ → Fe²⁺

 

10)- 🟣 ÉQUILIBRER UNE DEMI-ÉQUATION COMPLEXE

-  Exemple : Couple MnO₄^– / Mn²⁺

-  En milieu acide.

-  Méthode en 4 étapes

-  Cette méthode systématique

 

11)- 🟠 MÉTHODE À CONNAÎTRE PAR CŒUR

-  Pour une demi-équation en milieu acide :

-  1 → équilibrer l'élément principal

-  2 → équilibrer O avec H₂O

-  3 → équilibrer H avec H⁺

-  4 → équilibrer les charges avec e ^–

-  🧠 MÉMO :

-  O → H₂O → H → H⁺ → charges → e ^–

 

12)- 🔴 EXEMPLES DE DEMI-ÉQUATIONS À CONNAÎTRE

 

 

13)- 🟡 CAS PARTICULIER : LE DIIODE

-  Couple : I₂ / I^–

-  Demi-équation : I₂ +  2 e ^– ⇄  2 I^–

-  🟥 I₂ = oxydant

-  🟦 I^– = réducteur

 

14)- 🔵 CAS PARTICULIER : H⁺ /  H₂

-  Couple : H⁺ / H₂

-  Demi-équation : 2 H⁺ + 2 e ^– ⇄ H₂

-  🟥 H⁺ = oxydant

-  🟦 H₂ = réducteur

 

15)- 🟢 CAS PARTICULIER : O₂ / H₂O

-  Couple : O₂ / H₂O

-  En milieu acide : O₂ + 4 H⁺ + 4 e ^– ⇄ 2 H₂O (ℓ)

-  🟥 O₂ = oxydant

-  🟦 H₂O = réducteur

 

16)- 🟣 EXEMPLE : OXYDATION DE L’ÉTHANOL

-  L'éthanol C₂H₆O peut être oxydé en éthanal C₂H₄O par le dioxygène.

-  Couples : C₂H₄O / C₂H₆O et O₂ / H₂O

-  Demi-équation d'oxydation :

-  C₂H₆O → C₂H₄O + 2 H⁺ + 2 e ^–

-  Demi-équation de réduction :

-  O₂ + 4 H⁺ + 4 e ^– → 2 H₂O

-  On multiplie la première par 2.

-  ⭐ Équation-bilan

-  2 C₂H₆O + O₂ → 2 C₂H₄O + 2 H₂O

 

17)- 🟠 L’EAU DE JAVEL : APPLICATION

-  L'eau de Javel contient notamment des ions : CℓO^–

-  Couple : CℓO^– / Cℓ^–

-  Demi-équation :

-  CℓO^– + 2 H⁺ + 2 e ^– ⇄ Cℓ^– + H₂O

-  Elle peut subir une décomposition lente :

-  ⭐ : 2 CℓO^–⁻ → 2 Cℓ^– + O₂

-  Il s'agit d'une réaction d'oxydoréduction dans laquelle les espèces issues des couples concernés échangent des électrons.

-  ⚠️ Sécurité : ne jamais mélanger l'eau de Javel avec des produits acides ou d'autres produits ménagers susceptibles de provoquer la libération de gaz dangereux.

 

18)- 🔴 AMPHOLYTE / ESPÈCE AMPHOTÈRE

-  Une même espèce peut parfois être :

-  ➡️ réducteur dans un couple

-  ET

-  ➡️ oxydant dans un autre couple.

-  Elle est alors appelée :

-  ⭐ ampholyte ou espèce amphotère.

-  Exemple donné dans les exercices :

-  Cℓ₂ peut être réducteur dans le couple CℓO₄⁻ / Cℓ₂ et oxydant dans le couple Cℓ₂ / Cℓ^–.

 

19)- 🧮 RELATION IMPORTANTE : QUANTITÉ DE MATIÈRE

-  Dans les exercices, on peut avoir besoin de calculer une quantité de matière.

-  Formule

-  n = C × V

-  avec :

-  n : quantité de matière en mol

-  C : concentration molaire en mol · L⁻¹

-  V : volume en L

-  ⚠️ Si le volume est donné en mL :

-  V (L) = V (mL) / 1000

-  Masse et quantité de matière

-  n = m / M

-  avec :

-  n en mol

-  m en g

-  M en g · mol⁻¹

-  Volume d'un gaz

-  V = n × V_m

-  avec :

-  V : volume du gaz

-  n : quantité de matière

-  V_m : volume molaire en L · mol⁻¹

 

20)- ⚠️ LES PIÈGES À ÉVITER

-  ❌ Piège 1

-  Dire : « L'oxydant perd des électrons. »

-  ❌ FAUX

-  ✅ L'oxydant gagne des électrons.

-  ❌ Piège 2

-  Dire : « Le réducteur gagne des électrons. »

-  ❌ FAUX

-  ✅ Le réducteur perd des électrons.

-  ❌ Piège 3

-  Confondre oxydation et oxydant.

-  ✅ Oxydation = perte d'électrons

-  ✅ Oxydant = espèce qui gagne les électrons

-  ❌ Piège 4

-  Écrire : Ox + Red → ...

-  sans identifier les couples.

-  ✅ Toujours commencer par rechercher les couples Ox / Red.

-  ❌ Piège 5

-  Laisser des électrons dans l'équation-bilan.

-  ❌ Interdit !

-  Les électrons doivent se simplifier.

-  ❌ Piège 6

-  Oublier les coefficients stœchiométriques.

-  Exemple :

-  Cu → Cu²⁺ + 2 e^– et Ag⁺ + e^– → Ag

-  Il faut multiplier la seconde par 2.

-  ❌ Piège 7

-  Ne pas vérifier les charges.

-  Une équation correcte doit respecter :

-  Conservation des éléments + conservation de la charge électrique.

 

21)- 🧠 MÉTHODE EXPRESS POUR UN EXERCICE

-  🔎 QUESTION : « Établir l'équation d'une réaction d'oxydoréduction »

-  ① Chercher les espèces qui réagissent.

-  ② Trouver les deux couples Ox / Red.

-  ③ Écrire les deux demi-équations.

-  ④ Repérer qui gagne et qui perd les électrons.

-  ⑤ Multiplier pour avoir le même nombre d'électrons.

-  ⑥ Additionner.

-  ⑦ Simplifier.

-  ⑧ Vérifier les atomes et les charges.

-  ⭐ Formule mentale :

-  COUPLES → DEMI-ÉQUATIONS → ÉLECTRONS → ADDITION → VÉRIFICATION

 

22)- 🟩 TABLEAU « À RETENIR ABSOLUMENT »

 

23)- 🟨  LES 5 RÈGLES D’OR

-  ⭐ RÈGLE 1 : Oxydant = gagne des électrons.

-  ⭐ RÈGLE 2 : Réducteur = perd des électrons.

-  ⭐ RÈGLE 3 : Réduction = gain d'électrons.

-  ⭐ RÈGLE 4 : Oxydation = perte d'électrons.

-  ⭐ RÈGLE 5 : Dans une réaction d'oxydoréduction : l'oxydant est réduit et le réducteur est oxydé.

 

24)- 📝 MINI-FICHE « DERNIÈRE MINUTE »

 🎯 À SAVOIR PARFAITEMENT POUR UN CONTRÔLE

-  ①. Définir oxydant et réducteur.

-  2. Distinguer oxydation et réduction.

-  3. Identifier un couple Ox/Red.

-  4. Écrire une demi-équation électronique.

-  5. Équilibrer une demi-équation en milieu acide.

-  6. Établir une équation-bilan d'oxydoréduction.

-  7. Identifier l'oxydant et le réducteur dans une réaction.

-  8. Équilibrer correctement les électrons.

-  9. Vérifier les charges et les éléments.

-  10. Exploiter les relations n = C × V, n = m / M et V = n ×V_m lorsque l'exercice le demande.

 

FICHE DE RÉVISION 02— Chapitre N° 02 : Réactions d’oxydoréduction

Objectif de la fiche : retenir l’essentiel pour identifier un oxydant,

un réducteur,

écrire une demi-équation électronique,

puis établir l’équation bilan d’une réaction d’oxydoréduction

sans faire apparaître les électrons.

1)- Définitions indispensables

 

2)- Couples oxydant / réducteur et demi-équations

-  Deux espèces conjuguées forment un couple noté Ox / Red.

-  Elles se transforment l’une en l’autre par échange d’électrons.

-  La forme générale d’une demi-équation électronique est :

-  Ox + n e⁻ ⇄ Red.

-  L’électron n’a pas d’unité : c’est une particule échangée ; n est un nombre d’électrons.

 

3)- Méthode pour équilibrer une demi-équation en milieu acide

-  Écrire le couple dans le sens Ox → Red ou Red → Ox selon la transformation étudiée.

-  Équilibrer les éléments autres que O et H.

-  Équilibrer l’oxygène avec des molécules d’eau H₂O.

-  Équilibrer l’hydrogène avec des ions H⁺ si le milieu est acide.

-  Équilibrer les charges avec des électrons e⁻.

-  Vérifier que les atomes et les charges sont identiques des deux côtés.

4)- Formules fondamentales et unités

 

5)- Construire l’équation bilan d’une réaction d’oxydoréduction

-  Une réaction d’oxydoréduction associe l’oxydant d’un couple et le réducteur d’un autre couple.

-  Pour obtenir l’équation bilan, on écrit les deux demi-équations,

-  on multiplie si nécessaire pour avoir le même nombre d’électrons échangés,

-  puis on additionne en supprimant les électrons.

-  Exemple-type : 2 Ag⁺ (aq) + Cu (s) → 2 Ag (s) + Cu²⁺ (aq).

6)- Astuces rapides pour réussir

-  Repère le transfert d’électrons : l’oxydant les capte, le réducteur les cède.

-  Dans un couple Ox / Red : l’oxydant est toujours à gauche, le réducteur à droite.

-  Pour les métaux : Mⁿ⁺ (aq) / M (s) ; le métal solide est le réducteur.

-  Pour les cations métalliques : la forme la plus chargée positivement est souvent l’oxydant.

-  En milieu acide : équilibre O avec H₂O, H avec H⁺, puis les charges avec e⁻.

-  Dans le bilan final : les électrons ne doivent jamais apparaître.

7)- Erreurs fréquentes et pièges à éviter

 

8)- Applications à connaître

-  Eau de Javel :

-  l’ion hypochlorite ClO⁻ est un oxydant ; son réducteur conjugué est Cl⁻.

-  En présence d’acide chlorhydrique concentré, il peut libérer du dichlore Cl₂, gaz dangereux.

-  Le degré chlorométrique correspond au volume de dichlore libéré par 1 L de solution à 0 °C et 1013 hPa.

-  Une eau de Javel se conserve à l’abri de la lumière et de la chaleur pour limiter sa décomposition lente :

-  2 ClO⁻ (aq) → 2 Cl⁻ (aq) + O₂ (g).

 

9)- FICHE MÉMO EXPRESS — Oxydoréduction

À retenir absolument	Méthode ultra-rapide	Pièges à éviter
Oxydant : gagne des e− → il est réduit. Réducteur : perd des e− → il est oxydé. Couple : Ox / Red avec Ox + n e− ⇄ Red.	1. Écrire les deux couples. 2. Écrire les demi-équations. 3. Multiplier pour avoir le même nombre d’e−. 4. Additionner et supprimer les e−. Bilan : les électrons ne doivent jamais apparaître.	Ne pas inverser oxydation / réduction. Ne pas placer les e− du mauvais côté. Ne pas oublier les coefficients. Ne pas oublier les états : (s), (aq), (g), (ℓ). En milieu acide : O avec H2O, H avec H+, charge avec e−.

 

10)- CARTE MENTALE SYNTHÉTIQUE — Réactions d’oxydoréduction :