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“MPSI-fin” — 2013/7/22 — 9:45 — page 526 — #534
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CHAPITRE 9 – OXYDORÉDUCTION
se limite à la molécule OF 2 , pour laquelle l’oxygène est au nombre d’oxydation +II. Il existe
des élements chimiques pour lesquels les nombres d’oxydation extrêmes sont tous les deux
observés : c’est le cas du phosphore (Z = 15), du soufre (Z = 16) et du chlore (Z = 17). Les
configurations électroniques des atomes dans l’état fondamental s’écrivent respectivement :
1s
2 2s
2 2p
6 3s
2 3p
3
1s
2 2s
2 2p
6 3s
2 3p
4
1s
2 2s
2 2p
6 3s
2 3p
5 .
Les nombres d’oxydation extrêmes du phosphore sont −III et +V. On rencontre le phosphore
(−III) dans PH 3 et le phosphore (+V) dans PO
3–
4 . Les nombres d’oxydation extrêmes du
soufre sont −II et +VI. On rencontre le soufre (−II) dans H 2 S et le soufre (+VI) dans SO 3 .
Les nombres d’oxydation extrêmes du chlore sont −I et +VII. On rencontre le chlore (−I)
dans Cl
– et le chlore (+VII) dans ClO
–
4 .
Équilibrage d’une réaction d’oxydoréduction
Une réaction d’oxydation s’accompagne de l’augmentation du nombre d’oxydation d’un
atome, tandis qu’une réduction s’accompagne de la diminution du nombre d’oxydation
d’un atome. La variation du nombre d’oxydation constatée est égale au nombre d’électrons
échangés. Une méthode utilisant les nombres d’oxydation permet d’équilibrer les demiéquations d’oxydoréduction (puis les réactions d’oxydoréduction).
Étape 1 : comment équilibrer une demi-équation d’oxydoréduction.
• Écrire réactifs et produits, identifier le couple oxydant-réducteur Ox/Red engagé dans la
demi-équation et adapter les coefficients stœchiométriques α et β relatifs aux espèces Ox
et Red de façon à assurer la conservation de l’élément commun à l’oxydant et au réducteur
(hors O et H).
• Déterminer les nombres d’oxydation relatifs aux atomes subissant une oxydation ou subissant une réduction.
• Calculer la variation du nombre d’oxydation (correspondant au nombre d’électrons échangés), et équilibrer le nombre d’électrons échangés.
• Équilibrer les charges avec des ions H + puis les atomes d’oxygène avec des molécules
d’eau H 2 O.
Étape 2 : comment équilibrer une réaction d’oxydoréduction.
Une fois que les demi-équations engageant les deux couples oxydant-réducteur ont été équilibrées, il convient de multiplier le cas échéant chacune des demi-équations afin d’égaler le
nombre d’électrons échangés. Il reste alors à additionner les deux demi-équations et à annuler
les espèces identiques (les électrons en particulier doivent disparaître).
Étape 3 : vérification (tous les éléments chimiques sont-ils convenablement équilibrés ?)
Considérons le cas où les ions fer(II) Fe 2+ sont oxydés par les ions permanganate MnO
–
4 .
Les couples oxydant-réducteur engagés sont Fe 3+ /Fe 2+ et MnO
–
4 /Mn 2+ . Le but est d’écrire la
réaction d’oxydoréduction en utilisant les nombres d’oxydation. Les réactifs mettent en jeu le
fer au nombre d’oxydation +II et le manganèse au nombre d’oxydation +VII. Les produits
font intervenir le fer au nombre d’oxydation +III et le manganèse au nombre d’oxydation
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se limite à la molécule OF 2 , pour laquelle l’oxygène est au nombre d’oxydation +II. Il existe
des élements chimiques pour lesquels les nombres d’oxydation extrêmes sont tous les deux
observés : c’est le cas du phosphore (Z = 15), du soufre (Z = 16) et du chlore (Z = 17). Les
configurations électroniques des atomes dans l’état fondamental s’écrivent respectivement :
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Les nombres d’oxydation extrêmes du phosphore sont −III et +V. On rencontre le phosphore
(−III) dans PH 3 et le phosphore (+V) dans PO
3–
4 . Les nombres d’oxydation extrêmes du
soufre sont −II et +VI. On rencontre le soufre (−II) dans H 2 S et le soufre (+VI) dans SO 3 .
Les nombres d’oxydation extrêmes du chlore sont −I et +VII. On rencontre le chlore (−I)
dans Cl
– et le chlore (+VII) dans ClO
–
4 .
Équilibrage d’une réaction d’oxydoréduction
Une réaction d’oxydation s’accompagne de l’augmentation du nombre d’oxydation d’un
atome, tandis qu’une réduction s’accompagne de la diminution du nombre d’oxydation
d’un atome. La variation du nombre d’oxydation constatée est égale au nombre d’électrons
échangés. Une méthode utilisant les nombres d’oxydation permet d’équilibrer les demiéquations d’oxydoréduction (puis les réactions d’oxydoréduction).
Étape 1 : comment équilibrer une demi-équation d’oxydoréduction.
• Écrire réactifs et produits, identifier le couple oxydant-réducteur Ox/Red engagé dans la
demi-équation et adapter les coefficients stœchiométriques α et β relatifs aux espèces Ox
et Red de façon à assurer la conservation de l’élément commun à l’oxydant et au réducteur
(hors O et H).
• Déterminer les nombres d’oxydation relatifs aux atomes subissant une oxydation ou subissant une réduction.
• Calculer la variation du nombre d’oxydation (correspondant au nombre d’électrons échangés), et équilibrer le nombre d’électrons échangés.
• Équilibrer les charges avec des ions H + puis les atomes d’oxygène avec des molécules
d’eau H 2 O.
Étape 2 : comment équilibrer une réaction d’oxydoréduction.
Une fois que les demi-équations engageant les deux couples oxydant-réducteur ont été équilibrées, il convient de multiplier le cas échéant chacune des demi-équations afin d’égaler le
nombre d’électrons échangés. Il reste alors à additionner les deux demi-équations et à annuler
les espèces identiques (les électrons en particulier doivent disparaître).
Étape 3 : vérification (tous les éléments chimiques sont-ils convenablement équilibrés ?)
Considérons le cas où les ions fer(II) Fe 2+ sont oxydés par les ions permanganate MnO
–
4 .
Les couples oxydant-réducteur engagés sont Fe 3+ /Fe 2+ et MnO
–
4 /Mn 2+ . Le but est d’écrire la
réaction d’oxydoréduction en utilisant les nombres d’oxydation. Les réactifs mettent en jeu le
fer au nombre d’oxydation +II et le manganèse au nombre d’oxydation +VII. Les produits
font intervenir le fer au nombre d’oxydation +III et le manganèse au nombre d’oxydation
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