Étude de quelques réactions d'oxydoréduction
Objectifs
À la fin de cette leçon, vous saurez :
• reconnaître une réaction d'oxydoréduction par voie sèche ;
• déterminer le nombre d'oxydation d'un élément dans une entité chimique ;
• définir l'oxydation et la réduction à l'aide du nombre d'oxydation ;
• équilibrer une équation d'oxydoréduction avec les nombres d'oxydation ;
• citer quelques applications : métallurgie, aluminothermie, corrosion.
Introduction : le feu d'artifice
Un feu d'artifice est produit par une poudre de solides très réactifs : nitrate de potassium KNO3, soufre S, carbone C…
Ici, pas de solution aqueuse, pas d'ions qui échangent visiblement des électrons. Ces réactions sont-elles quand même des réactions d'oxydoréduction ?
I. Des oxydoréductions par voie sèche
1. Le sodium brûle dans le dichlore
On introduit un petit morceau de sodium chauffé dans un flacon de dichlore : il brûle avec une flamme jaune vif et des fumées blanches de chlorure de sodium se déposent.
Le chlorure de sodium est un solide ionique formé d'ions Na+ et Cl- :
Le sodium cède des électrons (réducteur), le dichlore les capte (oxydant) : c'est une oxydoréduction, réalisée sans eau. On parle de réaction par voie sèche.
2. Le magnésium brûle dans le dioxygène
Un ruban de magnésium enflammé brûle dans l'air avec une lumière blanche éblouissante. Il reste une poudre blanche d'oxyde de magnésium MgO, formé d'ions Mg2+ et O2-.
Ne pas regarder directement la lumière du magnésium qui brûle.
Le magnésium est oxydé, le dioxygène est réduit : c'est encore une oxydoréduction par voie sèche.
3. Et sans ions ?
Le dihydrogène brûle dans le dioxygène en donnant de l'eau :
L'eau est formée de molécules, pas d'ions : aucun électron n'est passé entièrement d'un atome à l'autre. Les électrons de liaison sont seulement attirés davantage par l'oxygène, plus électronégatif que l'hydrogène.
Pour reconnaître l'oxydoréduction dans ce cas, on a besoin d'un nouvel outil : le nombre d'oxydation.
II. Le nombre d'oxydation
1. Une charge fictive
Le nombre d'oxydation (n.o.) d'un élément dans une entité est la charge qu'aurait son atome si les électrons de chaque liaison étaient attribués entièrement à l'atome le plus électronégatif.
On l'écrit en chiffres romains, précédés de leur signe : + I, - II, + VI…
Exemple : dans H2O, l'oxygène, plus électronégatif, « prend » les électrons des deux liaisons : n.o.(O) = - II et n.o.(H) = + I.
2. Les règles de calcul
Cinq règles simples
| Règle | Nombre d'oxydation |
|---|---|
| 1. Dans un corps simple (Na, Fe, H2, O2, Cl2…) | n.o. = 0 |
| 2. Dans un ion monoatomique | n.o. = charge de l'ion : Fe3+ : + III ; Cl- : - I |
| 3. L'hydrogène, en général | + I (sauf dans les hydrures métalliques comme NaH : - I) |
| 4. L'oxygène, en général | - II (sauf dans les peroxydes comme H2O2 : - I) |
| 5. La somme des n.o. de tous les atomes | égale à la charge de l'entité : 0 pour une molécule, la charge pour un ion polyatomique |
3. Exemples de calcul
On note x le n.o. cherché et on applique la règle 5 :
- S dans SO2 : x + 2(- 2) = 0, donc x = + IV ;
- S dans H2SO4 : 2(+ 1) + x + 4(- 2) = 0, donc x = + VI ;
- N dans NH3 : x + 3(+ 1) = 0, donc x = - III ;
- N dans NO3- : x + 3(- 2) = - 1, donc x = + V ;
- Mn dans MnO4- : x + 4(- 2) = - 1, donc x = + VII ;
- Cr dans Cr2O72- : 2x + 7(- 2) = - 2, donc x = + VI.
Un même élément peut donc avoir des n.o. très différents selon l'entité.
III. Oxydation et réduction revisitées
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