d’où un nombre d’oxydation dans la molécule d’eau no(O

Rappel de 1^ère année sur les nombres d’oxydation

a) Définition et détermination d’un nombre d’oxydation

Le nombre d’oxydation d’un élément chimique dans un édifice mono ou polyatomique permet de déterminer l’état d’oxydation de cet élément.

Noté par un chiffre romain algébrique, il décrit le nombre de charges fictives portées par cet élément. La détermination de cette charge fictive obéit aux règles suivantes :

• Quand dans un édifice polyatomique deux éléments chimiques sont liés par une liaison de covalence, les électrons mis en jeu dans la liaison covalente sont arbitrairement attribués à l’élément le plus électronégatif.

• Le nombre d’oxydation d’un élément correspond alors à la différence entre le nombre d’électrons de valence de l’élément et le nombre apparent d’électron de valence de cet élément calculé grâce à la règle précédente.

• Dans un édifice covalent, la conservation de la charge électrique impose que la somme des nombres d’oxydation des différents éléments composant l’édifice est égale à la charge globale de l’édifice.

b) Exemples

• Prenons le cas de l’eau de formule brute H₂O et de formule de Lewis : H-O^-H

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−

L’oxygène a 6 électrons de valence mais a un nombre apparent d’électron de valence égal à 8 :

H(- -) H O

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−

d’où un nombre d’oxydation dans la molécule d’eau no(O) = 6 – 8 = - II.

De même l’hydrogène qui a un seul électron de valence et un nombre apparent d’électron de valence nul a un nombre d’oxydation dans la molécule d’eau no(H) = 1 - 0 = +I.

On retrouve ainsi que ∑^no= -II + I + I = 0.

Nous allons voir à travers les exemples que cette dernière propriété est généralement suffisante pour déterminer le nombre d’oxydation d’un élément chimique.

Intéressons nous tout d’abord aux valeurs que peuvent prendre les no les éléments hydrogène et oxygène dans les édifices rencontrés couramment.

• Dans le dihydrogène H₂ : no(H) + no(H) = 0 ⇒ no(H) = 0

Dans tous les autres édifices (sauf dans quelques cas spécifiques) no(H) = +I

• Dans le dioxygène O2 : no(O) + no(O) = 0 ⇒ no(O) = 0

Dans le peroxyde d’hydrogène H2O2 : 2.no(H) + 2.no(O) = 0 no(O) = -I (confirmation avec la formule développée de l’eau oxygénée H- -O^-H.

⇒ O

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Dans la plupart des autres édifices : no(O) = -II

Autres exemples : no(Na) dans Na⁺ :+I

l’ion permanganate MnO₄^- : no(Mn)+4.(-II) =-I ⇔ no(Mn) = +VII

c) Equilibrage d’équations d’oxydoréduction

L’utilisation des nombres d’oxydation n’est pas systématique. Il est possible d’équilibrer certaines équations rédox en milieu acide ou en milieu basique.

Couple MnO₄^-/Mn²⁺ :

MnO₄^- + 5e^- + 8H⁺ ⇔ Mn²⁺ + 4 H₂O

(1) Equilibre rédox

(2) Equilibre des charges avec H⁺ ou OH^-.

(3) Equilibre de la matière no(Mn) = VII no(Mn) = II

∆no = II – VII = - V < 0 => réduction Couple CrO₇^2-/Cr³⁺ :

CrO72-+ 6e^- + 14H⁺ ⇔ 2Cr³⁺ + 7 H2O 2.no(Cr) = 2×VI 2.no(Cr) = 2×III

Couple ClO^-/Cl2 (en milieu basique) :

2ClO^-+ 2e^- + 2 H₂O ⇔ Cl₂ + + 4OH^-

2.no(Cl) = 2×I 2.no(Cl) = 2×0