NOMBRE D’OXYDATION

Oxydo-réduction par voie sèche

Combustion avec transfert d’électron

Dioxygène

Exemple : Réaction entre le magnésium et le dioxygène.

Expérience : Enflammons un morceau de magnésium à l’air et introduisons-le rapidement dans un flacon de dioxygène.

Observation : Il brûle en émettant une lumière très éblouissante et une abondante fumée blanche constituée de l’oxyde de Magnésium MgO.

La réaction est très exothermique (c’est-à-dire qu’elle produit beaucoup de chaleur par opposition à une réaction endothermique qui absorbe plutôt de la chaleur). L’oxyde de Magnésium (ou magnésie) est un solide ionique de formule Mg²⁺ + O^2-

Mg " Mg²⁺ + 2e

O₂ + 4e " 2O^2-

2Mg + O₂ " 2Mg²⁺ + 2O^2-

Il y a transfert d’électron de l’atome Mg à la molécule O₂ et la réaction a lieu sans eau :

C’est une oxydation par voie sèche

(voir aussi : Mg + Cl₂ → Mg²⁺ + 2Cl^-)

Combustion sans transfert d’électron

Exemple : Réaction entre le carbone et le dioxygène.

Le carbone brûle dans le dioxygène en donnant le dioxyde de carbone (test : trouble l’eau de chaux).

La combustion produit une flamme très vive

C + O₂ → CO₂

Cette réaction est aussi une réaction d’oxydo-réduction mais on ne peut pas l’interpréter par le transfert d’électrons car le CO₂ est un composé moléculaire et non un composé ionique. (Voir aussi

H₂ + Cl₂ → 2HCl et 2H₂ + O₂→2H₂O)

Pour l’interpréter, on fait appel à la notion d’électronégativité (tendance de certains éléments à capter des électrons). La notion de transfert d’électron ne suffit plus pour d’écrire une réaction d’oxydoréduction lorsque les produits de la réaction sont des composés moléculaires.

Une autre notion s’avère nécessaire pour l’étude de cette réaction : la notion d’électronégativité.

Un élément chimique est dit électronégatif s’il a tendance à capter des électrons pour se transformer en ion négatif ou anion.

Dans ce cas, cet élément sera d’autant plus électronégatif (opposé d’électropositif) qu’il est situé plus à droit de la classification périodique lorsqu’une liaison de covalence est établie entre deux éléments d’électronégativités très différentes, le doublet de liaison est attiré par l’atome le plus électronégatif.

Par conséquent, il se produit un excédent de charge négative partielle (notée δ^-) sur l’atome le plus électronégatif, et un déficit de charge partielle (notée δ⁺) sur l’autre.

La liaison aussi formée est dite polarisée :

Nombre d’oxydation

Détermination

Le nombre d’oxydant (no) d’un élément dans une espèce chimique est un nombre qui caractérise le degré d’oxydation de cet élément.

Sa détermination obéit à un ensemble de définitions et de conventions

Cas d’un corps simple et d’un ion monoatomique

- Le no d’un élément d’un corps est égal à O

- Le no d’un élément dans un ion monoatomique est égal au nombre de charge de l’ion.

Par convention, no (H) = +I et no (O) = -II

Espèce chimique	Corps simple			Anions		Cations
	cuivre	Carbone	Dichlore	Cl^-	O^2-	N^3-	N^a+	Cu^2+	Fe^3+
Elément	Cu	C	Cl	Cl	O	N	Na	Cu	Fe
Nombre d’oxydation	O	O	O	-I	-II	-III

REMARQUE: lorsque l’anion est monoatomique, le no est négatif –

Lorsque le cation est monoatomique, le no est positif +

Cas d’une molécule et d’un ion polyatomique

Règle de calcul :

- Dans une molécule, la somme des nombres d’oxydation de tous les éléments est égale à O (Ʃn.o = 0)

- Dans un ion polyatomique, la somme des nombres d’oxydations de tous les éléments est égale au nombre de charge de cet ion (Ʃn.o = q)

Exemples :

H₂O : 2no(H) + no(O) = O

HNO₃ : (no(H) + no(N) + 3no(O) = O

SO₄^2-: no(S) + 4no (O) = -2

MnO^-₄: no (Mn) + 4no (O) = -1

Remarque: Un même élément peut avoir des nombres d’oxydation différents dans les espèces chimiques différentes

Exemples:

- Dans l’ion MnO₄^- : no(Mn)=+VII

- Dans l’ion MnO^2-: no(Mn)=0

- Dans la molécule MnO₂: no(Mn)= +IV

Exercice : Trouver le no du soufre dans :

SO₂ ; H₂SO₄ ; SO^2-₄ ; H₂S ;

Utilisation des nombres d’oxydation

Identification d’une réaction d’oxydo-réduction

- Réaction entre le sodium et le chlore

Elle produit le chlorure de sodium qui est un composé ionique de formule (Na+ + Cl^-)

Oxydation

2Na + Cl₂ → 2 (Na⁺ + Cl^-)

0 0 +I -I

Réduction

· Le no de l’élément Na a augmenté, passant de 0 à I :

Il y a oxydation de l’élément Na

· Le no de l’élément Cl a diminué, passant de 0 à -I

Il y a réduction de l’élément Cl

- Réaction entre le dihydrogène et l’oxyde de Cuivre

Oxydation

H₂ + CuO → H₂O + Cu

0 +II +I -0

Réduction

Le dihydrogène réagit à chaud sur l’oxyde de cuivre avec formation du Cuivre métallique et de l’eau.

· Le no de l’élément H augmente, passant de 0 à I [ 0xydation de H

· Le no de l’élément Cu diminue, passant de II à 0 [ réduction du Cu

Conclusion :

· L’augmentation du no d’un élément traduit son oxydation

· La diminution du no d’un élément traduit sa réduction

· Un oxydant est une espèce chimique contenant un élément dont le no diminue au cours d’une réaction d’oxydo-réduction

· Un réducteur est une espèce chimique contenant un élément dont le no augmente au cours d’une réaction d’oxydo-réduction

Equilibrer une réaction d’oxydo-réduction

Principe : Soit Δ no la variation du no d’un élément.

Pour équilibrer une équation bilan d’une réaction, il suffit de rechercher des coefficients α et β tels que :

αΔ no (élément oxydé) + β Δ no (élément réduit) = 0 et les reporter dans l’équation

Exercice d’application

En utilisant les nombres d’oxydation, équilibrer l’équation bilan suivante :

Fe₂O₃ + CO → 2Fe + CO₂

1. Rechercher des no

Réactifs	- Fe2O3 :	no(Fe)=III	Et no(O)=-II
	- CO :	No( C) = II	Et no(O)= -II
Produits	-Fe -CO2	no(Fe)=0 no(C)=IV	n(O)=-II

2. Variation des no de chaque élément

Pour l’élément C	Δno(C)=IV-II=II C est oxydé
Pour l’élément Fe	Δno(Fe)=2x0-2x(III)=-VI Fe est réduit
Pour l’élément O	Δno’O)=2(-II)-2x(-II)=0 O n’est ni oxydé, ni réduit

3. Recherche des coefficients α et β

αΔno (élément oxydé) + βΔno (élément réduit)= 0

α (II) + β (-VI) = 0

α = 3 β pour β = 1 α = 3

4. Equilibrer l’équation-bilan

On a: β Fe₂O₃ + α CO " β 2Fe + α CO₂

Soit donc: Fe₂O₃ + 3CO " 2Fe + 3CO₂

NB: Formule d’un solide ionique

Ecrire la formule statistique du sulfate d’aluminium sachant qu’il est constitué des ions SO^2-₄ et Al³⁺

La formule s’écrit Al_x(SO₄)_y

Neutralité électrique :

3x - 2y = 0 [ 3x = 2y

x = 2 et y = 3 d’où Al₂(SO₄₎₃

Exercice application : Equilibrer l’equation suivante:

C + H₂SO₄ → CO₂ + SO₂ + H₂O

Réactifs	- C: no(C)=0	Produits	- C: no(C)=+IV
	- H2: no(H)= I		- H2: no(H)= -II
	- S: no(S)=VI		- S: no(S)=IV
	- O: no(O)= -II		- O: no(O)= +I

Elément C: Δno = IV Oxydé

Elément S: Δno = IV –VI = -II réduit

Δno (élément oxydé) + βΔno (élément réduit) = 0

(IV) + β (-II) = 0 [ 4 = 2β

[ β = 2 α = 1

C + 2H₂SO₄ " CO₂ + 2SO₂ + ₂H₂O

EXERCICES

EXERCICE I :

1. Calculer le nombre d’oxydation de l’élément soufre dans les espèces chimiques suivantes : SO₂ ; H₂SO₄ ;Na₂S₂O₃ ;K₂S₂O₈ .

2. Calculer le nombre d’oxydation de l’élément azote dans les espèces chimiques suivantes : N₂ ,N₂O₄,NO₂,HNO₃,HNO₃,N₂H₃,N₂H₄

3. Calculer le nombre d’oxydation de l’élément chlore dans les espèces chimiques suivantes : Cl^-,Cl₂,HClO₂,KClO₅,ClO₄,ClO₄^-

4. Calculer le nombre d’oxydation de l’élément manganèse dans les espèces chimiques suivantes : MnCl₂, MnO3, KMnO, MnO.

EXERCICE II:

1. Les réactions suivantes sont-elles des réactions d’oxydo-réduction ?

a) NaNO₃ +Pb →NaNO₂ +PbO

b) PCl₅ +Cd →PCl₅ +CdCl₂

c)SO₃ + H₂O →H₂SO₄

d)Ag +Cl →AgCl

e)2SO₂ +O₂→2SO₃

f) CaCO3 →CaO +CO₂

g) Na2O +H2O→2NaOH

2. Préciser le cas échéant l’oxydant et le réducteur  

EXERCICE III:

Ces réactions sont-elles des réactions redox ?

a) NaNO₃ +Pb→NaNO₂ +PbO

b) PCl₅ + Cd→PCl₃ +CdCl₂

c) SO₃ + H₂O→H₂SO₄

d) Ag + Cl→ AgCl

e) 2SO₂ + O₂→2SO₃

f) CaCO3 → CaO + CO₂

g) Na2O + H₂O→2NaOH

EXERCICE III:

1. Utiliser le nombre d’oxydation pour équilibrer les réactions suivantes :

a) Na₂SO₄ + C→Na₂S+CO

b) CO+I₂O₅→I₂+CO₂

c) C+H₂SO₄→CO₂+SO₂+H₂O

d) CuO+NH₃→Cu+H₂O+N₂

e) MnO₄^- + H₃O⁺ + C₂O₄^{- 2} →Mn⁺² +*CO₂ + H₂O

2. Préciser le cas échéant, oxydant et le réducteur.

EXERCICE IV :

L’eau de javel est fabriquée en solution selon la réaction d’équation bilan :

Cl₂ + 2OH^- → ClO^- +Cl^- +H₂O

1.Cette réaction est-elle une réaction d’oxydo-réduction ?

2. Quel est l’élément qui est oxydé ? Celui qui est réduit ?

CORRIGES :.

EXERCICE I :

On attribue dans tous les cas –II à l’oxygène et +I à l’hydrogène

1. Dans SO₂ : no(S)+ 2no(O)=0 =>no(S)+2(-II)=0 => no(S)=+IV

Dans H₂SO₄ :2no(H) +no(S) +4no(O)=0. =>2(+I) +no(S) + 4(-II) =0 => no(S)=8-2=+VI

Dans Na₂S₂O_3 : 2no(Na) + 2no(S) +3no(O)=0 =>2(+I)+ 2no(S)+3(-II)=0 =>no(S)=(6-2)/2=+II

2. Dans N₂ : no(N) =0

3. Dans Cl^- : no(Cl)=-I

Dans ClO₄^- : no(Cl) +4xno(O)=-1 => no(Cl)=-1-(-8)=+VII

4.Dans MnCl_2 :no(Mn) + 2xno(Cl)=0 => no(Mn)=2x(-I)=-II

Dans KMnO : no(K) + no(Mn) + no(O)=0 => (+I) + no(Mn)+(-II)=0 => no(Mn)=+I

EXERCICE II:

a) NaNO₃ +Pb →NaNO₂ +PbO

Avant la réaction : no(Pb)=0 et no(N)=+VI

Après la réaction : no(Pb)=+II et no(N)=+III

Il y a eu oxydation du plomb et réduction de l’azote. C’est une réaction oxydoréduction.

b) PCl₅ +Cd →PCl₅ +CdCl₂

Avant la réaction :no(Cd)=0 et no(P)=+V

Après la réaction : no(Cd)=+II et no(P)=+III

Il y a eu oxydation du cadnium et réduction du phosphore. C’est une réaction d’oxydoréduction.

c) SO₃ + H₂O →H₂SO₄

Avant la réaction : no(S)=+VI, no(H)=+I et no(O)=-II

Après la réaction : no(S)=+VI, no(H)=+I et no(O)=-II

Le no d’aucun de ces éléments varie. Ce n’est donc pas une réaction d’oxydoréduction.

d) Ag +Cl →AgCl idem

2.

a)réducteur : Pb, oxydant :NaNO₃

b) réducteur : Cd oxydant :PCl₅

e)réducteur : SO₂, oxydant :O₂

EXERCICE III:

On calcule la variation du no(Δno) pour chaque élément participant à la réaction.

a) Na₂SO₄ + C→Na₂S+CO

Dans Na₂S₂O_4 : no(S)=+IV et dans Na₂S, no(S)=-II, donc Δno(S)=-II- VI=-VIII.

Dans C : no(C)=0 et dans CO, no(C) =+II donc Δno(C)=+II

On a : xΔno(S) + yΔno(C)=0 soit -8x+2y=0. Les plus petites valeurs solutions de cette équation sont x=1 et y=4 donc

Na₂SO₄ + 4C→Na₂S+4CO

b) CO+I₂O₅→I₂+CO₂

Dans CO _: no(C)=+II et dans CO2 , no(C)=+IV, donc Δno(C)=+II

Dans I₂O₅ : no(I)=+V et dans I2, no(I) =0 donc Δno(I)=-V

On a : xΔno(C) + 2yΔno(I)=0 soit 2x+-10y=0. Les plus petites valeurs solutions de cette équation sont x=5 et y=1 donc

5CO+I₂O₅→I₂+5CO₂

e) MnO₄^- +H₃O⁺ + C₂O₄^{- 2} →Mn⁺² + CO₂ + H₂O

Dans MnO₄^- no(Mn)=+VII et dans Mn^{+2 ,} no(Mn)=+II, donc Δno(Mn)=-V

Dans C₂O₄^{- 2 :} no(C)=+III et dans CO₂, no(C) =IV donc Δno(C)=+I

On a : xΔno(Mn) + yΔno(C)=0 soit -5x+-1y=0. Les plus petites valeurs solutions de cette équation sont x=1 et y=5 donc

MnO₄^- +8H₃O⁺ + 5C₂O₄^{- 2} →Mn⁺² + 10CO₂ + 12H₂O

EXERCICE IV :

Cl₂ + 2OH^- → ClO^- +Cl^- +H₂O

1.Dans Cl_2,no(Cl)=0 , dans ClO^-, no(Cl)=-I, et dans Cl^- no(Cl)=-1

On constate une diminution et une augmentation du no(Cl) : C’est une équation redox.

2. C’est le chlore qui est à la fois oxydé et réduit. Les deux Couples mis en jeu sont : Cl₂/Cl^- ; et ClO^-/Cl2

Remarque : Au cours d’une réaction chimique, lorsqu’un même élément est à la fois oxydé et réduit, on parle de dismutation.

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