Chimie - 7 ème année - Ecole Européenne Chapitre n° 6 : ELECTRONEGATIVITE ET NOMBRE D'OXYDATION I) Réaction d'oxydoréduction par voie sèche : 1) Formation de composés ioniques : a) Combustion du sodium dans le dichlore : Sous la hotte aspirante, le sodium (Na) enflammé est introduit dans le bocal de dichlore (Cl2), des fumées blanches de chlorure de sodium (NaCl) se forment, puis se déposent sous forme de cristaux blancs (voir figure). Le chlorure de sodium est un solide ionique, formé d'ions chlorure (Cl−) et d'ions sodium (Na+). Le bilan s'écrit : 2 Na (s) + Cl2 (g) → 2 NaCl (s) Un atome de chlore dans la molécule de dichlore a capté un électron pour devenir un ion chlorure : le chlore a été réduit. Simultanément, un atome de sodium dans le métal a cédé un électron pour devenir un ion sodium : le sodium a été oxydé. On peut écrire : + d'une part : (Na → Na + e−) x 2 d'autre part : Cl2 + 2 e− → 2 Cl− soit : 2 Na (s) + Cl2 (g) → 2 Na+ + 2 Cl− → 2 NaCl (s) Cette réaction est une réaction d'oxydoréduction par voie sèche, sans solvant. b) Combustion du sodium dans le dioxygène : Le sodium (Na) enflammé est introduit dans le bocal de dioxygène (O2), il brûle avec une flamme jaune-orange caractéristique, il se forme des fumées blanches d'oxyde de sodium (Na2O) sous forme de fine particules solides (voir figure). L'oxyde de sodium est un solide ionique, formé d'ions oxygène (O2−) et d'ions sodium (Na+). Le bilan s'écrit : 4 Na (s) + O2 (g) → 2 Na2O (s) Un atome d'oxygène dans la molécule de dioxygène a capté un électron pour devenir un ion oxygène : l'oxygène a été réduit. Simultanément, un atome de sodium dans le métal a cédé un électron pour devenir un ion sodium : le sodium a été oxydé. On peut écrire : d'une part : (Na → Na+ + e−) x 4 d'autre part : O2 + 4 e− → 2 O2− soit : 4 Na (s) + O2 (g) → 4 Na+ + 2 O2− → 2 Na2O (s) 2) Formation de composés moléculaires : a) Réaction du dihydrogène et du dioxygène : La combustion du dihydrogène et du dioxygène est explosive et produit de l'eau. On a : 2 H2 + O2 → 2 H2O L'eau est un composé moléculaire, il est donc difficile de mettre en évidence un transfert d'électrons entre des espèces. Ecole Européenne de Francfort Page 91 Electronégativité et nombre d'oxydation Toutefois, nous avons vu, en 5ème année, que les propriétés électriques de l'eau montrent que les électrons des doublets formant les deux liaisons covalentes de la molécule sont plus attirés par l'oxygène que par l'hydrogène. b) Autres réactions de combustion : Il existe de nombreux exemples de combustion dans le dioxygène que nous connaissons, et nous savons qu'il s'agit d'oxydations. Il n'est pas toujours facile de mettre en évidence un transfert d'électrons. S + O2 → SO2 (gaz incolore suffocant) 2 S + 3 O2 → 2 SO3 (fumées blanches solides) N2 + O2 → 2 NO (gaz incolore toxique) 2 NO + O2 → 2 NO2 (fumées rousses suffocantes) C + O2 → CO2 3) Conclusion : Pour les composés ioniques, il est facile de voir les corps qui s'oxydent et ceux qui se réduisent, il en va autrement pour les composés moléculaires. Dans tous ces composés moléculaires, il est possible d'affirmer que les liaisons covalentes entre l'oxygène et les autres atomes sont polarisées. Les électrons sont plus proches statistiquement de l'oxygène que du soufre ou du carbone. II) Electronégativité d'un élément : 1) Comparaison du chlore et de l'oxygène : L'expérience montre que le chlorure d'aluminium (AlCl3), dont la température de fusion est relativement basse, est un composé moléculaire ; au contraire, l'oxyde d'aluminium (Al2O3) dont on peut produire l'électrolyse ignée (à haute température) est un composé ionique : Nous pouvons donc dire que l'élément oxygène a capté entièrement les électrons de valence de l'aluminium, dans l'oxyde d'aluminium, alors que le chlore n'a pas la même facilité pour capter les électrons de valence de l'aluminium : Nous dirons que l'oxygène (O) est plus électronégatif que le chlore (Cl). 2) Comparaison du sodium et de l'aluminium : Le chlorure de sodium (NaCl) est un composé ionique, alors que le chlorure d'aluminium (AlCl3) est un composé moléculaire : Nous pouvons donc dire que l'élément aluminium n'a pas la même facilité que le sodium pour céder ses électrons de valence au chlore : Nous dirons que l'aluminium (Al) est plus électronégatif que le sodium (Na). 3) Electronégativité des éléments : Nous pourrions généraliser cette étude comparative qualitative et classer les différents éléments du tableau périodique par ordre d'électronégativité croissante. L'électronégativité d'un élément est l'aptitude de cet élément à conserver ses électrons de valence ou à attirer les électrons de valence d'un autre élément lors de sa combinaison avec d'autres éléments. Linus Pauling a été le premier chimiste ayant associé un nombre, au caractère électronégatif des éléments. Dans une liaison covalente entre deux éléments différents les électrons de liaison sont statistiquement plus près de l'élément le plus électronégatif : la liaison est polarisée. Page 92 Christian BOUVIER Chimie - 7 ème année - Ecole Européenne Echelle d'électronégativité des premiers éléments H 2,2 Li 1,0 Be 1,6 B 2,0 C 2,5 N 3,0 O 3,5 F 4,0 Na 0,9 Mg 1,3 Al 1,5 Si 1,7 P 2,1 S 2,5 Cl 3,1 K 0,8 Ca 1,0 Ga 1,8 Ge 2,0 As 2,2 Se 2,5 Br 3,0 Sc 1,4 Ti 1,5 V 1,6 Cr 1,7 Mn 1,6 Fe 1,8 Co 1,9 Ni 1,9 Cu 1,9 Zn 1,7 Nous retiendrons que, en général : - l'électronégativité d'un élément croît de gauche à droite dans une même ligne, - l'électronégativité d'un élément diminue de haut en bas dans une même colonne. III) Nombre d'oxydation : 1) Définition de l'I.U.P.A.C. : a) Enoncé : L'I.U.P.A.C. (International Union of Pure and Applied Chemistry), énonce la définition du nombre d'oxydation (ou degré d'oxydation) d'un atome de la façon suivante : Le nombre d'oxydation d'un atome X, dans une espèce chimique donnée, est le nombre de charges qu'aurait cet atome si tous les électrons, de chaque liaison aboutissant à cet atome, étaient attribués à l'atome le plus électronégatif. Lorsque les atomes liés sont identiques, les électrons de la (ou des) liaisons sont équitablement distribués entre ces deux atomes. On écrit le nombre d'oxydation en chiffre romain. b) Applications : - Dans le cas de l'eau : H2O, la représentation de Lewis est : L'oxygène O étant plus électronégatif que l'hydrogène H, nous attribuons le doublet électronique liant O à H, entièrement à l'oxygène : L'atome d'oxygène qui possède 6 e− de valence, se retrouve avec 8 e−, alors que l'hydrogène qui a 1 e− de valence n'en n'a plus. Si le transfert du doublet liant été total, nous aurions deux ions : Nous dirons que, l'hydrogène H a pour nombre d'oxydation +I et l'oxygène O a pour nombre d'oxydation −II. On a bien, pour la molécule H2O : 2 x (+I) + (−II) = 0 - Cas du propanol : C3H7OH, la représentation de Lewis est : O étant plus électronégatif que H et C nous attribuons les doublets électroniques liants, entièrement à l'oxygène : C étant plus électronégatif que H, nous attribuons les doublets électroniques liants, entièrement au carbone : Ecole Européenne de Francfort Page 93 Electronégativité et nombre d'oxydation Les trois atomes de carbone se partagent équitablement les doublets liants : Les atomes d'hydrogène H ont pour nombre d'oxydation +I, l'oxygène O a pour nombre d'oxydation −II, l'atome de carbone C, en bout de chaîne, a pour nombre d'oxydation +III, l'atome de carbone C, du milieu, a pour nombre d'oxydation +II, l'atome de carbone C fonctionnel, a pour nombre d'oxydation +I,. On a bien, pour la molécule C3H7OH : 8 x (+I) + (−II) + (−I) + (−II) + (−III) = 0 Dans un corps chimique, les atomes d'un même élément peuvent avoir des nombres d'oxydation différents. 2) Règles d'application : Dans de nombreux cas (en chimie minérale) nous pourrons nous contenter d'appliquer des règles simples pour calculer le nombre d'oxydation d'un élément dans un corps chimique. Mais ce ne sont que des règles qui peuvent souffrir parfois d'exceptions. Pour calculer le nombre d'oxydation nb d'un élément, dans un composé qui contient des atomes d'hydrogène (H) ou d'oxygène (O), on affecte, en priorité, le nombre d'oxydation nb = +I à l'élément hydrogène, puis le nombre d'oxydation nb = −II à l'élément oxygène. Dans un corps simple, quel qu'il soit, le nombre d'oxydation de l'élément est nul. Exemple : Dans le cas de l'eau : H a pour nombre d'oxydation +I et O a pour nombre d'oxydation −II. On a bien, pour la molécule H2O : 2 x (+I) + (−II) = 0 Dans le cas de l'ion hydroxyde : H a pour nombre d'oxydation +I et O a pour nombre d'oxydation −II. On a bien, pour l'ion OH− : (+I) + (−II) = − 1 Remarque : Attention : dans le cas de l'eau oxygénée (peroxyde d'hydrogène H2O2) : H a pour nombre d'oxydation +I donc O doit avoir pour nombre d'oxydation −I. On a bien, pour la molécule H2O2 : 2 x (+I) + 2 x (−I) = 0 Exemple : Dans le cas du dihydrogène : H a pour nombre d'oxydation 0. On a bien, pour la molécule H2 : 2 x (0) = 0 2+ Exemple : Le fer dans l'ion Fe a pour nombre d'oxydation nbFe = +II ; on l'appelle ion fer II. 3) Exemples de calculs du nombre d'oxydation d'un élément : - ammoniac NH3 : on pose pour nbH = +I, pour l'azote : nbN + 3 x nbH = 0, d'où : nbN = − 3 x nbH = − III - chlorure d'hydrogène HCl : on pose pour nbH = +I, pour le chlore : nbCl + nbH = 0, d'où : nbCl = − nbH = − I - Dioxyde de carbone CO2 : on pose pour nbO = −II, pour le carbone : nbC + 2 x nbO = 0, d'où : nbC = − 2 x nbH = + IV 2− - ion bichromate Cr2O7 : on pose pour nbO = −II, pour le chrome : 2 x nbCr + 7 x nbO = − 2, d'où : nbCr = − 7/2 x nbO − 2/2 = + 7 − 1 = + VI - ion hydrogénocarbonate HCO3− : on pose nbO = −II et nbH = +I : nbH + nbC + 3 x nbO = − 1, d'où : nbCr = − 3 x nbO − nbH − 1 = + 6 − 1 − 1 = + IV 4) Variation du nombre d'oxydation : + II + III 3+ 2+ 2 + - Oxydation : couple Fe /Fe : Fe → Fe3 + + e− Lors de l'oxydation : Le nombre d'oxydation de l'élément fer augmente : la variation du nombre d'oxydation est égale au nombre d'électrons cédés. Page 94 Christian BOUVIER Chimie - 7 ème année - Ecole Européenne 2+ - Réduction : couple MnO4−/Mn : + VII + II − + MnO 4 + 8 H3O + 5 e− → Mn2 + + 12 H2O Lors de la réduction : Le nombre d'oxydation de l'élément manganèse diminue de 5 unités : La variation du nombre d'oxydation est égale au nombre d'électrons captés. Lorsqu'un corps contenant un seul élément est oxydé (réduit), le nombre d'oxydation de cet élément augmente (diminue). Lorsqu'un corps composé de plusieurs éléments est oxydé (réduit), le nombre d'oxydation de l'un de ces éléments augmente (diminue). IV) Généralisation de l'oxydoréduction : 1) Introduction : Dans le chapitre n° 4 "Oxydoréduction en solution aqueuse", § II) 1), nous avons définit la réaction d'oxydoréduction à partir de l'écriture de deux demi-équations qui traduisent des échanges complets d'électrons entre oxydant et réducteur. Cette définition ne s'applique pas à des composés moléculaires lorsqu'ils sont en dehors de solutions aqueuses. Il est impossible d'appliquer cette définition dans un cas aussi connu que la combustion du carbone dans le dioxygène qui est notoirement une réaction d'oxydation ! C + O2 → CO2 Nous allons donner une définition plus générale de l'oxydoréduction. 2) Rappels : En solution aqueuse nous avons défini le couple d'oxydoréduction : MnO4−/Mn2+, pour lequel nous pouvons écrire la demi-équation : MnO4− + 8 H3O+ + 5 e− → Mn2+ + 12 H2O Pour généraliser l'oxydoréduction, nous dirons que le manganèse (Mn) a pour nombre d'oxydation +VII dans le composé MnO4− et le nombre d'oxydation +II dans Mn2+. Lorsqu'une réaction chimique fait passer du composé ion permanganate (MnO4−) au composé ion manganèse (Mn2+), l'élément manganèse, dont la variation du nombre d'oxydation est ∆nb = − 5, subit une réduction. Bien sûr, conjointement, un autre élément doit subir une oxydation. Nous ne chercherons pas à séparer par des demi-équations l'oxydation et la réduction. 3) Définitions : Lors d'une oxydoréduction, un élément subit une oxydation, et un autre subit une réduction : - Un élément, dont le nombre d'oxydation augmente (∆nb > 0) au cours d'une réaction chimique, subit une oxydation. - Un élément, dont le nombre d'oxydation diminue (∆nb < 0) au cours d'une réaction chimique, subit une réduction. Exemple : Considérons la combustion du carbone dans le dioxygène : 0 0 + IV − II Nous faisons apparaître les nombres d'oxydation : C + O2 → CO2 Le nombre d'oxydation du carbone varie de ∆nb = + 4, il s'est oxydé, tandis que celui de l'oxygène ∆nb = − 2, il s'est réduit. Nous dirons que CO2/C constitue un couple d'oxydoréduction du carbone alors que O2/CO2 constitue un couple d'oxydoréduction de l'oxygène. Exemple : Nous pouvons citer les couples : SO2/S couple du soufre S et O2/CO2 de l'oxygène Ecole Européenne de Francfort Page 95 Electronégativité et nombre d'oxydation NO/N2 couple de l'azote N et O2/NO de l'oxygène NO2/N2 couple de l'azote N et O2/NO2 de l'oxygène Remarque : Nous ne pouvons pas définir un potentiel d'oxydoréduction pour ces couples. 4) Conclusion : Seule la donnée des potentiels d'oxydoréduction permet de "prévoir" une réaction. Si, dans un problème, nous connaissons les réactifs et les produits, nous avons un certain choix pour déterminer quels sont les corps qui sont oxydés et ceux qui sont réduits : - seule la technique des nombres d'oxydation est applicable au cas des composés moléculaires hors solution aqueuse. - par contre, dans les cas des composés ioniques hors solution aqueuse, ou des composés (ioniques ou moléculaires) en solution aqueuse, nous pourrons utiliser aussi bien la technique des nombres d'oxydation que cette des demi-équations d'oxydoréduction. Dans la prochaine leçon, sur l'étude de l'électrolyse d'une solution aqueuse, nous verrons que l'écriture des demi-réactions reste une méthode quantitative très efficace. V) Applications : 1) Nombre d'oxydation de l'élément plomb : a) Enoncé du problème : i. Calculer le nombre d'oxydation de l'élément plomb dans les espèces chimiques suivantes : sulfure de plomb (PbS); dioxyde de plomb (PbO2); ion plomb II (Pb2+); plomb métallique (Pb); monoxyde de plomb (PbO); sulfate de plomb (PbSO4). ii. Classer ces différents corps selon le nombre d'oxydation croissant de l'élément plomb. iii. Le minium est un oxyde de plomb cristallin ionique répondant à la formule Pb3O4. Quel est le nombre d'oxydation de l'élément plomb dans le minium ? Pourquoi ce résultat est-il surprenant ? iv. En fait, on considère que le minium est formé des ions O2−, Pb2+ et Pb4+. Quelle est la proportion de chacun de ces ions ? b) Solution : i. On détermine le nombre d’oxydation (nb = x) de l’élément plomb : Dans le sulfure de plomb PbS : le soufre S étant dans la même colonne du tableau périodique que l’oxygène on peut lui attribuer un nb = − II (forte tendance à capter deux +II −II électrons); pour le plomb on a : 1.x + 1.(− 2) = 0 d’où x = 2. On a donc : Pb S . +IV −II +II 0 +II −II De même pour les autres corps on trouve : Pb O2 ; Pb2 + ; Pb ; Pb O ; le sulfate de +II + VI −II plomb est formé de l’ion sulfate SO42− et donc de l’ion plomb II Pb2+ donc Pb SO4 . ii. Dans l’ordre croissant du nb du plomb on a : le plomb métallique Pb; le sulfure de plomb PbS ; l’ion plomb II Pb2+ ; le monoxyde de plomb PbO ; sulfate de plomb PbSO4 ; et enfin le dioxyde de plomb PbO2. iii. Si on applique la règle de calcul du nb au cas du minium Pb3O4 on trouve : 3.x + 4.(− 2) = 0 soit x = 8/3 !! Le nombre d’oxydation traduit la tendance qu’a un élément à capter des électrons lorsqu’il forme des liaisons avec d’autres éléments : nb doit être un nombre entier. iv. Dans l’édifice élémentaire du minium (maille cristalline), on a 3 atomes de plomb pour 4 atomes d’oxygène. Cet édifice est électriquement neutre. Soit a, le nombre d’ions Pb2+ dans une maille, et b le nombre d’ions Pb4+. Page 96 Christian BOUVIER Chimie - 7 ème année - Ecole Européenne On a : a + b = 3 (plomb au total) et a.(+ 2) + b.(+ 4) + 4.(− 2) = 0 (électroneutralité). a + b = 3 Soit le système : 2.a + 4.b = 8 D’où l’on tire a = 2 et b = 1 Dans une maille formée de 7 ions, il y a : 4 ions O2−, 2 ions Pb2+ et 1 ion Pb4+. 2) Nombre d'oxydation d'un élément : a) Enoncé du problème : Le dioxyde de soufre SO2 (gazeux) réagit avec le sulfure d'hydrogène H2S (gazeux) pour donner du soufre S (solide) et de l'eau H2O (liquide). i. Quels couples d'oxydoréduction cette réaction met-elle en présence ? ii. En écrivant l’équation non équilibrée de la réaction, donner le nombre d'oxydation de chaque élément dans les réactifs puis dans les produits. Quel(s) est (sont) le(s) élément(s) dont le nombre d'oxydation varie ? En utilisant la variation du nombre d’oxydation des éléments, retrouver l'équation-bilan (équilibrée) de la réaction. iii. Cette réaction est réalisée au laboratoire en mettant en présence V1 = 2,0 L de dioxyde de soufre et V2 = 2,0 L de sulfure d’hydrogène pris dans les conditions (de pression et de température) où le volume molaire des gaz est Vm = 25 L. Quelle est la composition finale du système en quantité de matière ? Préciser les masses de produits obtenus et les volumes de gaz final. On donne : MH = 1 g.mol−1; MO = 16 g.mol−1; MS = 32 g.mol−1 b) Solution : i. Considérons le nombre d'oxydation de chaque élément dans les différentes molécules : +IV −II +I −II 0 +I −II SO2 , H2S , S , H2O , seul le nombre d'oxydation du souffre varie. On a donc les couples : SO2/S et S/H2S ii. On peut écrire pour le premier couple : SO2 → S + [2 O] avec ∆nb = − 4 pour le premier couple : H2S → S + [2 H] avec ∆nb = + 2 (− 4 D'où l'équation-bilan ) → +IV −II +I −II 0 +I −II SO2 + 2 H2S → 3 S + 2 H2O → 2 x (+2) 0 0 iii. On a : n SO2 = V1/Vm = 0,08 mol = 80 mmol et n H2S = V2/Vm = 0,08 mol = 80 mmol, on peut construire un tableau d'avancement : n en mmol SO2 + 2 H2S → 3S + 2 H2S état initial x=0 80 80 0 0 intermédiaire x(t) 80 − x(t) 80 − 2.x(t) 3.x(t) 2.x(t) dans l'état final, xmax est la plus petite des solutions de 80 − xmax = 0 ou 80 − 2.xmax = 0, on trouve xmax = 40 mmol, le sulfure de dihydrogène étant le réactif limitant, d'où : état final xmax 40 mmol 0 120 mmol 80 mmol En fin de réaction, le système est donc formé de : nSO2 = 0,040 mol de dioxyde de soufre (en excès), nS = 0,120 mol de soufre et nH2O = 0,080 mol d'eau, tout le sulfure d'hydrogène a été consommé. Soit VSO2 = nSO2.Vm = 1 L, mS = nS.MS = 3,84 g et mH2O = nH2O.MH2O = 1,44 g Ecole Européenne de Francfort Page 97 Electronégativité et nombre d'oxydation A RETENIR I) Electronégativité d'un élément : L'électronégativité d'un élément est l'aptitude de cet élément à conserver ses électrons de valence ou à attirer les électrons de valence d'un autre élément lors de sa combinaison avec d'autres éléments. Nous retiendrons que, dans le tableau périodique des éléments, en général : - l'électronégativité d'un élément croît de gauche à droite dans une même ligne, - l'électronégativité d'un élément diminue de haut en bas dans une même colonne. II) Nombre d'oxydation : 1) Définition de l'I.U.P.A.C. : Le nombre d'oxydation d'un atome X, dans une espèce chimique donnée, est le nombre de charges qu'aurait cet atome si tous les électrons, de chaque liaison aboutissant à cet atome, étaient attribués à l'atome le plus électronégatif. Lorsque les atomes liés sont identiques, les électrons de la (ou des) liaisons sont équitablement distribués entre ces deux atomes. 2) Règles d'application : Nous pourrons souvent nous contenter d'appliquer des règles simples pour calculer le nombre d'oxydation d'un élément dans un corps chimique. Pour calculer le nombre d'oxydation nb d'un élément, dans un composé qui contient des atomes d'hydrogène (H) ou d'oxygène (O), on affecte, en priorité, le nombre d'oxydation nb = +I à l'élément hydrogène, puis le nombre d'oxydation nb = −II à l'élément oxygène. Dans un corps simple, quel qu'il soit, le nombre d'oxydation de l'élément est nul. 3) Variation du nombre d'oxydation : Lorsqu'on peut écrire une demi-équation électronique concernant un couple : La variation du nombre d'oxydation est égale au nombre d'électrons captés. Lorsqu'un corps contenant un seul élément est oxydé (réduit), le nombre d'oxydation de cet élément augmente (diminue). Lorsqu'un corps composé de plusieurs éléments est oxydé (réduit), le nombre d'oxydation de l'un de ces éléments augmente (diminue). IV) Généralisation de l'oxydoréduction : Lors d'une oxydoréduction, un élément subit une oxydation, et un autre subit une réduction : - Un élément, dont le nombre d'oxydation augmente (∆nb > 0) au cours d'une réaction chimique, subit une oxydation. - Un élément, dont le nombre d'oxydation diminue (∆nb < 0) au cours d'une réaction chimique, subit une réduction. Page 98 Christian BOUVIER Chimie - 7 ème année - Ecole Européenne POUR S'ENTRAÎNER I) Nombre d'oxydation de l'élément chlore a) Calculer le nombre d'oxydation de l'élément chlore dans les espèces suivantes : HCl; ClO−; Cl2; ClO3−; NaCl; Cl2O7; ClO4−; ClO2. b) Classer ces différents corps selon le nombre d'oxydation croissant de l'élément chlore. II) Nombre d'oxydation du soufre. On considère les huit espèces chimiques suivantes comportant l'élément soufre : Le soufre solide (S), le dioxyde de soufre (SO2), l'ion sulfite (SO32−), l'ion sulfate (SO42−), l'ion thiosulfate (S2O32−), l'ion dithionite (S2O42−), l'ion peroxodisulfate (S2O82−) et l'ion tétrathionate (S4O62−). a) i. Déterminer, par une méthode rapide, le nombre d'oxydation du soufre dans chacune de ces espèces chimiques. ii. En déduire que pour un ion, au moins, tous les atomes de soufre n'ont pas le même nombre d'oxydation. b) En fait dans les ions formés de plusieurs atomes de soufres, les différents atomes n'ont pas toujours le même nombre d'oxydation. On doit donc utiliser la règle définie par l'U.I.P.A.C. i. Donner la représentation de Lewis de l'ion thiosulfate (S2O32−), de l'ion dithionite (S2O42−), de l'ion peroxodisulfate (S2O82−) et de l'ion tétrathionate (S4O62−). ii. En déduire le nombre d'oxydation des différents atomes de soufre et d'oxygène dans chaque ion. iii. Indiquer la variation globale du nombre d'oxydation ∆n1 lorsque, en solution aqueuse acidifiée, l'ion sulfite (SO32−) se transforme en ion dithionite (S2O42−). S'agit-il d'une oxydation ou d'une réduction ? iv. Indiquer la variation globale du nombre d'oxydation ∆n2 lorsque, en solution aqueuse, l'ion peroxodisulfate (S2O82−) se transforme en ion sulfate (SO42−). S'agit-il d'une oxydation ou d'une réduction ? v. Indiquer la variation globale du nombre d'oxydation ∆n3 lorsque, en solution aqueuse, l'ion tétrathionate (S4O62−) se transforme en ion thiosulfate (S2O32−). S'agit-il d'une oxydation ou d'une réduction ? c) i. On considère le couple d'oxydoréduction : ion sulfite/ion dithionite (SO32−/S2O42−). Ecrire la demi-équation électronique d'oxydoréduction correspondante en milieu acide. ii. Montrer que le nombre d'électron (e−) mis en jeu dans cette demi-équation électronique est égal à la variation du nombre d'oxydation ∆n1 de la question b) iii. iii. On considère le couple d'oxydoréduction : ion peroxodisulfate/ion sulfate (S2O82−/SO42−). Ecrire la demi-équation électronique d'oxydoréduction correspondante. iv. Montrer que le nombre d'électron (e−) mis en jeu dans cette demi-équation électronique est égal à la variation du nombre d'oxydation ∆n2 de la question b) iv. v. On considère le couple d'oxydoréduction : ion tétrathionate/ion thiosulfate (S4O62−/S2O32−). Ecrire la demi-équation électronique d'oxydoréduction correspondante. vi. Montrer que le nombre d'électron (e−) mis en jeu dans cette demi-équation électronique est égal à la variation du nombre d'oxydation ∆n3 de la question b) v. Ecole Européenne de Francfort Page 99 Electronégativité et nombre d'oxydation III) Nombre d'oxydation de l'atome de carbone. a) Rappeler la définition du nombre d'oxydation (ou degré d'oxydation) d'un atome dans une molécule. b) En appliquant cette définition, déterminer le nombre d'oxydation des différents atomes de carbone dans : i. La molécule d'acide éthanoïque (CH3COOH) : ii. La molécule de benzène (C6H6) : iii. La molécule de méthane (CH4) iv. La molécule d'éthane (C2H6) : CH3 – CH3 v. La molécule de propane (C3H8) : Page 100 CH3 – CH2 – CH3 Christian BOUVIER