Chap. 8. Oxydoréduction
8.5. NOMBRE D'OXYDATION
Il existe de nombreuses réactions en milieu non aqueux, appelées « oxydoréduclions pur voie sèche ». Ces transformations s effectuent entre gaz, entre solides,
entre gaz et solides, ou enfin en milieu fondu. Prenons l’exemple de l’oxydation du
soufre, à l’état solide, par le dioxygène gazeux :
S + O2 (g) -» SO2 (g)
Au cours de cette réaction, le dioxygène est réduit et le soufre est oxydé (rappelons
que le terme « oxydation » trouve son origine dans le mot oxygène !). Comme les
espèces en jeu ne sont pas des composés ioniques, il est difficile de raisonner en
terme d’échange d’électrons, car on ne peut identifier ni cations ni anions. On est
donc amené à introduire la notion de nombre ou degré d’oxydation.
Par convention, on applique les règles suivantes, pour déterminer celui-ci :
• Le nombre d’oxydation (NO) d’un élément à l’état atomique est égal à 0.
• Le nombre d’oxydation (NO) d’un ion monoatomique est égal à sa charge.
• Dans un ion polyatomique la somme des NO des atomes constitutifs est égale à la
charge de l’ion.
• Quand il existe une liaison covalente entre deux atomes, on attribue, par convention. le doublet de liaison à l’élément le plus électronégatif : il en découle une
structure ionique fictive. Le NO de chaque élément est alors égal à la charge fictive
qu’il porte.
• La somme algébrique des NO des atomes d’une molécule est égale à sa charge,
c’est-à-dire qu’elle est nulle.
Le NO d’un élément dépend de la structure dans laquelle il est engagé. On écrit les
NO en chiffres romains.
• Au cours de l’oxydation d'un élément, il y a augmentation du NO :
Fe
-à
Fe2 + + 2 e~
(0)
(+ II)
• Au cours de la réduction d'un élément, il y a diminution du NO :
Ag+ + e~
Ag
(+1)
(0)
Cela est valable pour toutes les oxydoréductions, même lorsqu’il n’y a pas un réel
transfert d’électrons.
Exemple
h2
(0)
Cl2
(0)
2H—Cl
(+1)(-D
8.5. NOMBRE D'OXYDATION
Il existe de nombreuses réactions en milieu non aqueux, appelées « oxydoréduclions pur voie sèche ». Ces transformations s effectuent entre gaz, entre solides,
entre gaz et solides, ou enfin en milieu fondu. Prenons l’exemple de l’oxydation du
soufre, à l’état solide, par le dioxygène gazeux :
S + O2 (g) -» SO2 (g)
Au cours de cette réaction, le dioxygène est réduit et le soufre est oxydé (rappelons
que le terme « oxydation » trouve son origine dans le mot oxygène !). Comme les
espèces en jeu ne sont pas des composés ioniques, il est difficile de raisonner en
terme d’échange d’électrons, car on ne peut identifier ni cations ni anions. On est
donc amené à introduire la notion de nombre ou degré d’oxydation.
Par convention, on applique les règles suivantes, pour déterminer celui-ci :
• Le nombre d’oxydation (NO) d’un élément à l’état atomique est égal à 0.
• Le nombre d’oxydation (NO) d’un ion monoatomique est égal à sa charge.
• Dans un ion polyatomique la somme des NO des atomes constitutifs est égale à la
charge de l’ion.
• Quand il existe une liaison covalente entre deux atomes, on attribue, par convention. le doublet de liaison à l’élément le plus électronégatif : il en découle une
structure ionique fictive. Le NO de chaque élément est alors égal à la charge fictive
qu’il porte.
• La somme algébrique des NO des atomes d’une molécule est égale à sa charge,
c’est-à-dire qu’elle est nulle.
Le NO d’un élément dépend de la structure dans laquelle il est engagé. On écrit les
NO en chiffres romains.
• Au cours de l’oxydation d'un élément, il y a augmentation du NO :
Fe
-à
Fe2 + + 2 e~
(0)
(+ II)
• Au cours de la réduction d'un élément, il y a diminution du NO :
Ag+ + e~
Ag
(+1)
(0)
Cela est valable pour toutes les oxydoréductions, même lorsqu’il n’y a pas un réel
transfert d’électrons.
Exemple
h2
(0)
Cl2
(0)
2H—Cl
(+1)(-D