Chapitre I RAPPELS I.1 Nombres d’oxydation (N.O) Comment attribuer les nombres d’oxydation des atomes dans une molécule. Le nombre d’oxydation est la charge attribuée à un atome d’une molécule où d’un ion. Conseils pour déterminer le nombre d’oxydation 1. Pour les éléments dans leur état élémentaire (Ex : Cu, Fe, S, Na, etc.) ou les gaz dans leur état élémentaire (Ex : H2, O2, N2, F2, etc.), N.O = 0. 2. Pour l’ion monoatomique N.O = Charge de l’ion, (Ex : Na+ (N.O = +1), Cu2+ (N.O = +2), Cl-1 (N.O = -1). 3. Pour l’hydrogène H, N.O = + 1 avec les non-métaux, et N.O = - 1 avec les métaux. 4. Pour l’oxygène O, N.O = - 2 dans tous les composés à l’exception de OF2 ou F2O N.O = + 2, et H2O2, Na2O2, N.O = - 1. 5. Pour les éléments du groupe IA, N.O = + 1. 6. Pour les éléments du groupe IIA, N.O = + 2. 7. Pour les Halogènes, habituellement N.O = - 1, N.O positif avec l’oxygène. 8. Le nombre d’oxydation (N.O) est la somme algébrique de tous les nombres d’oxydation de tous les atomes dans la molécule, (Molécule neutre : AB N.O = -1 A + B = O, AB2 N.O = A + 2 (B) = O, Ion polyatomique : AB N.O = A + B = - 1, N.O = charge de l’ion). Exemple01 NH4Cl N (N.O = ?) (N) + 4(H) + (Cl) = 0 H (N.O = +1) Cl (N.O = -1) X + 4(+1) + (-1) = 0 X=-3 N.O de N = -3 Exemple02 K2Cr2O7 K (N.O = +1) Cr (N.O = ?) O (N.O = -2) 2 (K) + 2(Cr) +7 (O) 2(+1) + 2(X) + 7(-2) = 0 X=+6 N.O de Cr = +6 Exemple03 H2SO4 H (N.O = +1) 2(H) + (S) + 4(O) = 0 N.O de S = +6 S (N.O =?) O (N.O = -2) 2(+1) + (X) + 4(-2) = 0 X=+6 Exemple04 KMnO4 K (N.O = +1) (K) + (Mn) + 4(O) = 0 Mn (N.O =?) O (N.O = -2) (+1) + (X) +4(-2) = 0 X = +7 Exemple05 CO32C (N.O = ?) O (N.O = - 2) (C) + 3(O) = - 2 X + 3(- 2) = - 2 X=+4 N.O de Mn = +7 N.O de C = +4 I.2 Réactions d’oxydoréduction ou « Réactions redox » Dans les réactions d’oxydoréduction ou réactions redox, il se produit un transfert d’électrons entre les atomes. Comme exemple, considérons deux atomes A et B. La réaction d’oxydoréduction implique un transfert d’électrons de l’atome A vers l’atome B, ceci signifie que l’atome A a cédé des électrons à l’atome B, et que l’atome B a reçu des électrons de l’atome A. Le transfert d’électrons entre les atomes A et B, on l’exprime par les termes oxydation et réduction : l’atome A a subi une oxydation, ce qui signifie que l’atome A a été oxydé, l’atome B a subi une réduction, ce qui signifie que l’atome B a été réduit. AA Atome A Oxydation A a été oxydé électron Oxydation : Perte d’électrons B Réduction : Gain d’électrons Atome B Réduction B a été réduit Exemple : Soit la réaction chimique suivante : Na + Cl NaCl En étant seuls, les atomes de sodium Na et de chlore Cl sont électriquement neutres ( ils n’ont pas de charges), mais lorsqu’ils sont ensemble, ils sont chargés. électron On a un transfert d’un électron entre l’atome de sodium Na et l’atome de chlore Na Cl Cl. L’atome de sodium Na perd un électron et devient Na +, alors que l’atome de chlore Cl gagne un électron et devient Cl-. Les deux ions vont s’attirer (charges opposées) et vont former le composé de chlorure de sodium NaCl. N.O 0 Na Na +1 -1 Na Cl 0 Cl Na+ + e- Le sodium Na est oxydé : il perd un électron Na - N.O augmente Cl Le chlore Cl est réduit : il gagne un électron Cl + e- Cl- - N.O diminue Oxydation 0 0 Na + Cl +1 -1 1 NaCl Oxydation : Na Réduction : Cl + e- Na+ + e- (1) Cl- (2) Réduction Les équations (1) et (2) sont appelées demi-réactions d’oxydoréduction. Elles doivent toujours avoir lieu en même temps. I.2.1 Agent oxydant et agent réducteur Un agent oxydant fait qu’une oxydation ait lieu. Un agent réducteur fait qu’une réduction ait lieu. Considérons deux atomes A et B. L’atome B prend des électrons à l’atome A en l’oxydant, donc l’atome B est l’agent oxydant. L’atome A donne des électrons à l’atome B en le réduisant, donc l’atome A est l’agent réducteur. L’élément qui s’oxyde est l’agent réducteur L’élément qui se réduit est l’agent oxydant Résumé Oxydation : perte d’électrons N.O : augmente Réduction : gain d’électrons N.O : diminue Oxydant : N.O : diminue gain d’électrons Réducteur : perte d’électrons N.O : augmente Un oxydant est une espèce (atome, ion ou molécule) chimique qui peut capter un ou plusieurs électrons. Un réducteur est une espèce chimique qui peut donner un ou plusieurs électrons. Exemple Soit la réaction chimique suivante : Na + Cl NaCl Quel est l’agent oxydant et l’agent réducteur ? 0 0 Ca + Cl2 +2 -1 CaCl2 Ca est oxydé : perte d’électrons, c’est l’agent réducteur : augmentation du N.O (de 0 à +2) Cl est réduit : gain d’électrons, c’est l’agent oxydant : diminution du N.O (de 0 à -1) I.2.2 Couple oxydant / réducteur Ox / Red Ox est l’oxydant conjugué de Red Red est le réducteur conjugué de Ox Important : l’écriture doit toujours se faire dans cet ordre Ox / Red Exemple 01 Zn et Zn2+ constituent les deux espèces d’un couple ox / red. Identifier l’oxydant. Zn2+ + 2 e- Zn Zn2+ peut capter (gagner) 02 électrons et devenir Zn ; N.O diminue, Zn2+ est l’oxydant. Zn a libéré (perdu) 02 électrons et devient Zn2+ ; N.O augmente, Zn est le réducteur. Le couple s’écrit : Zn2+ / Zn Exemple 02 Al et Al3+ constituent les deux espèces d’un couple ox / red; identifier le réducteur. Al peut donner (perdre) 03 électrons pour devenir Al3+ ; N.O augmente réducteur . L’équation s’écrit : Al Le couple s’écrit : Al3+ / Al Al est le Al3+ + 3 e- I.2.3 Demi - équation redox Ox + n e- Red L’oxydant capte un certain nombre d’électrons et se transforme en réducteur. Red Ox + n e- Le réducteur se transforme en oxydant après avoir donné un certain nombre d’électrons. Important : Les électrons sont toujours du même côté que l’oxydant. Conseils pour équilibrer les équation redox : Milieu acide 1. Déterminer les nombres d’oxydation (N.O et identifier une augmentation ou diminution du N.O.(afin de connaître l’élément oxydé et réduit). 2. Equilibrer l’augmentation ou la diminution du N.O en multipliant par le nombre adéquat. 3. Ecrire les demi – réactions. 4. Equilibrer les atomes autres que O et H. 5. Ajouter H2O pour équilibrer O. 6. Ajouter H+ pour équilibrer H. 7. Ajouter des électrons pour équilibrer les charges. 8. Pondérer les demi – réactions de manière à faire disparaître les électrons. 9. Additionner les demi – réactions pour éliminer les éléments qui apparaissent des deux côtes. Milieu basique 10. Pour chaque H+, ajouter OH- des deux côtés. 11. Combiner H+ et OH- pour obtenir H2O. 12. Soustraire H2O des deux côtés, si possible. Finalement, faire une vérification finale pour confirmer que chaque chose est équilibrée. Exemple +7 -8 +2 MnO4 + Fe2+ +2 Mn2+ + +3 Fe3+ Déterminons le N.O pour chaque élément et vérifions s’il y a eu augmentation ou diminution. Eléments situés à gauche Mn (N.O = +7) ; O (N.O = - 8) ; Fe (N.O = +2) Eléments situés à droite Mn (N.O = +2) ; Fe (N.O = +3) Mn a subi une réduction et Fe une oxydation Ecrivons les demi - réactions MnO4Fe2+ Mn2+ Fe3+ Equilibrons tous les atomes autres que (H) et (O) C’est équilibré Equilibrons (O) et (H) MnO4- + 8H+ Mn2+ + 4H2O Fe2+ Fe3+ Equilibrons les charges MnO4- + 8H+ + 5 eFe2+ Fe3+ Mn2+ + 4H2O + e- Pondérons les demi – équations pour éliminer les électrons MnO4- + 8H+ + 5 e- Mn2+ + 4H2O (Fe2+ Fe3+ + e-) X (5) 5Fe2+ 5Fe3+ + 5e- Additionnons les deux demi – réactions MnO4- + 8H+ + 5Fe2+ Mn2+ + 4H2O + 5Fe3+ Milieu basique Pour chaque (H+) ajoutons un (OH-) des deux côtés MnO4- + 8H+ + 5Fe2+ + 8OH- Mn2+ + 4H2O + 5Fe3+ + 8OH- Combinons (H+) et (OH-) pour obtenir H2O MnO4- + 8H2O + 5Fe2+ Mn2+ + 4H2O + 5Fe3+ + 8OH- On soustrait (H2O) des deux côtés MnO4- + 4H2O + 5Fe2+ Mn2+ + 5Fe3+ + 8OH-
