A Le nombre d'oxydation dans une espèce inorganique

Un nombre d'oxydation est le nombre de charges électriques élémentaires réelles ou fictives que porte un atome au sein d'une espèce chimique. On le note en chiffre romain.

Sa valeur :

est nulle dans le cas d'un atome ou d'une molécule ne contenant qu'une sorte d'atome. Exemple : 0 pour l'élément aluminium dans Al, pour l'élément hydrogène dans H₂ ;

est égale à la charge dans le cas d'un ion monoatomique. Exemple : – I pour l'élément chlore dans l'ion chlorure Cl^–, + III pour l'élément aluminium dans l'ion aluminium Al³⁺ ;

se calcule en considérant que l'élément :

 possède tous les électrons des liaisons chimiques établies avec les atomes moins électronégatifs que lui, ce qui se traduit donc pour lui par un gain d'électron(s) ;

 ne possède aucun des électrons des liaisons chimiques établies avec les atomes plus électronégatifs que lui, ce qui se traduit par une perte d'électron(s).

EXEMPLES

• Dans CO₂, O = C = O, l'élément oxygène est plus électronégatif que l'élément carbone, on considère que l'oxygène a pris les deux électrons des liaisons chimiques : son nombre d'oxydation est donc – II, ce qui est le cas en général. La molécule étant neutre, la somme des nombres d'oxydation est nulle, ainsi n.o.(C) + 2 n.o.(O) = 0. Le nombre d'oxydation du carbone vaut donc IV car n.o.(C) = -2 n.o.(O) = + IV.

• Dans MnO₄^–, l'élément oxygène, plus électronégatif que l'élément manganèse, a un nombre d'oxydation égal à – II. Il s'agit d'un ion, aussi la somme des nombres d'oxydation est égale à la charge de l'ion -I. Ainsi, n.o.(Mn) + 4 n.o.(O) = -I. Le nombre d'oxydation du manganèse vaut donc VII car n.o.(Mn) = - I - 4 n.o.(O) = + VII.

• Dans Cr₂O₇^2–, l'élément oxygène, plus électronégatif que l'élément chrome, a un nombre d'oxydation égal à -II. Il s'agit d'un ion, aussi la somme des nombres d'oxydation est égale à la charge de l'ion – II. Ainsi 2 n.o.(Cr) + 7 n.o.(O) = – II. Le nombre d'oxydation du chrome vaut donc VI car n.o.(Cr) = ½ (- II – 7 n.o.(O)) = + VI.

Dans une réaction chimique d'oxydoréduction, on peut déterminer l'oxydant et le réducteur en prenant en compte les nombres d'oxydation. L'oxydant est l'espèce pour laquelle le nombre d'oxydation de l'élément chimique a la plus grande valeur et le réducteur, l'espèce pour laquelle le nombre d'oxydation a la plus petite valeur.

EXEMPLE

Dans la réaction 2 I^– + H₂O₂ + 2 H⁺ → I₂ + 2 H₂O, les valeurs des nombres d'oxydation sont :

– pour l'élément iode : -I dans I^– et 0 dans I₂, donc l'oxydant est le diiode I₂ et le réducteur est l'ion iodure I^– ;

– pour l'élément oxygène : –I dans H₂O₂ (car la molécule s'écrit H–O–O–H : chaque atome d'oxygène ne peut prendre que l'électron de la liaison O-H mais pas celui de la liaison O–O) et –II dans H₂O, donc l'oxydant est l'eau oxygénée H₂O₂ et le réducteur est l'eau H₂O_.

Il se produit une réaction entre l'oxydant – l'eau oxygénée H₂O₂ – et le réducteur – l'ion iodure I^–.

B Définitions

Un oxydant est une espèce chimique capable de capter un ou plusieurs électrons en solution aqueuse. Quand l'oxydant a capté un ou plusieurs électrons, il est réduit.

Quelques oxydants usuels : le dioxygène gazeux O₂, le dichlore gazeux Cl₂, le diiode I₂ en solution, l'eau oxygénée H₂O₂ en solution.

Un réducteur est une espèce chimique capable de céder un ou plusieurs électrons en solution aqueuse. Quand le réducteur a cédé un ou plusieurs électrons, il est oxydé.

Quelques réducteurs usuels : le dihydrogène gazeux H₂, l'ion fer (II) en solution.

C Les couples oxydant/réducteur et la demi-réaction électronique

Un couple oxydant/réducteur comporte un oxydant Ox et un réducteur Réd. Une demi-équation électronique ou d'oxydoréduction lie les deux espèces chimiques :

Oxydant + n e^– = Réducteur ou Ox + n e^– = Réd

Ox et Réd forment le couple oxydant/réducteur Ox/Réd.

Attention, la forme oxydante est toujours écrite en premier dans un couple oxydant réducteur ! On utilise un signe égal dans les demi-équations électroniques.

EXEMPLE

En milieu acide : couple Cr₂O₇^2–(aq)/Cr³⁺(aq).

La demi-équation électronique est : Cr₂O₇^2–(aq) + n e^– = Cr³⁺(aq).

Il faut assurer la conservation de l'élément chrome. Or, à gauche, l'ion dichromate Cr₂O₇^2– contient 2 éléments chrome. Il en faut aussi 2 à droite, ce qui est obtenu en plaçant un coefficient 2 devant Cr³⁺ : Cr₂O₇^2–(aq) + n e^– = 2 Cr³⁺(aq).

Il faut assurer la conservation de l'élément oxygène. Or, à gauche, l'ion dichromate contient 7 éléments oxygène, il en faut donc 7 à droite sous forme d'eau :

Cr₂O₇^2–(aq) + n e^– = 2 Cr³⁺(aq) + 7 H₂O(l). Ceci ajoute 14 hydrogènes à droite, qui doivent figurer à gauche sous forme de H⁺ : Cr₂O₇^2–(aq) + n e^– + 14 H⁺(aq) = 2 Cr³⁺(aq) + 7 H₂O(l).

Il reste à équilibrer la charge : Cr₂O₇^2–(aq) + 6 e^– + 14 H⁺(aq) = 2 Cr³⁺(aq) + 7 H₂O(l).

D La réaction d'oxydoréduction

Une réaction d'oxydoréduction se produit entre l'oxydant Ox₁ d'un couple Ox₁/Red₁ et le réducteur Réd₂ d'un autre couple Ox₂/Réd₂. Il y a transfert d'électrons :

le réducteur 2 cède des électrons et est oxydé en oxydant 2 ;

l'oxydant 1 capte les électrons cédés et est réduit en réducteur 1.

Le nombre d'électrons cédés par le réducteur 2 est égal au nombre d'électrons captés par l'oxydant 1, car les électrons ne peuvent pas exister à l'état libre en solution aqueuse.

EXEMPLE

La réaction entre le diiode I₂ et les ions thiosulfate S₂O₃^2–.

Il faut identifier les couples oxydant/réducteur mis en jeu et souligner les réactifs :

On écrit alors les demi-équations avec les réactifs à gauche :

On ajoute les deux demi-équations pour former l'équation. Comme chaque demi-équation nécessite deux électrons, ces électrons vont disparaître en faisant la somme :

L'équation est donc : I₂ + 2 S₂O₃² → 2 I^– + S₄O₆^2–

Cette équation signifie qu'il faut deux moles d'ions thiosulfate pour réagir avec une mole de diiode. On utilise une simple flèche si la réaction est totale.