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1 2S Cours Chimie NOMBRE d’OXYDATION d’un élément Pour ceux qui ont raté le début… Dans les chapitres précédents, nous avons introduit la notion de couples rédox à partir de réactions d’oxydoréduction s’effectuant en solution aqueuse ; établi une classification tout d’abord qualitative puis quantitative entre métaux et cations métalliques correspondants ; dégagé la notion de potentiel rédox avec le couple H+ / H2 comme référence (tout ça !). Toutes ces réactions d’oxydoréduction mettaient en jeu un transfert d’électrons et se déroulaient en milieu aqueux (ouais !). Aujourd’hui, on va jouer dans la cour des grands et généraliser ce concept d’oxydoréduction en « sortant » du cadre limité des solutions aqueuses… I. REACTION D’OXYDOREDUCTION par VOIE SECHE 1) Réaction avec transfert d’électrons : combustion de Mg dans O2 a) Expérience Fixons un morceau de ruban de magnésium sur un bouchon de liège et introduisons-le dans un flacon plein de dioxygène et dont le fond est garni de sable (sécurité oblige !) : aucune réaction ne se produit dans ces conditions. Retirons le ruban du flacon, puis chauffons l’une de ses extrémités à l’aide d’un bec Bunsen jusqu’à ce qu’il s’enflamme ; introduisons-le rapidement dans le flacon rempli de dioxygène : la combustion, beaucoup plus vive, s’accompagne de l’émission d’une lumière blanche éblouissante, d’un grand dégagement de chaleur et de fumées blanches formées de microcristaux d’oxyde de magnésium. b) Interprétation L’expérience précédente montre que le magnésium métallique peut réagir avec le dioxygène selon l’équation bilan (à compléter) : ……….. Mg + ……….. O2 → ………MgO (cristal solide ionique) L’oxyde de magnésium obtenu, ou magnésie (ce mot est connu des grimpeurs de falaises… c’est la poudre blanche utilisée pour l’escalade ou la gymnastique pour assécher les mains), est un solide ionique constitué par un assemblage compact d’ions magnésium Mg2+ et oxyde O2-: sa formule peut être notée : MgO = (Mg2+ ; O2-)cristal Cette écriture permet de mettre en évidence les ions constituant le cristal d’oxyde de magnésium (et leur charge), tout en rappelant qu’ils ne sont pas libres. Au cours de la réaction : (compléter les trous) * Chaque …………….. de magnésium donne naissance à un …………… Mg2+ par perte de ………..électrons ; il est donc ……………… selon la demi-équation électronique : Mg Mg2+ + 2 e- . Le métal magnésium cède des électrons : c’est un …………................ Son oxydant conjugué est ……………………….. * Les atomes d’oxygène, présents dans la ……………..de dioxygène, se transforment en …………… O2- ; ils …………… ainsi ………….. électrons et sont ………………….. selon la demi-équation électronique: O2 + 4 e- 2 O2- . Le dioxygène capte des électrons : c’est un ……………………... Son réducteur conjugué est ……………………… Les électrons fournis par le magnésium étant tous captés par le dioxygène, l’équation-bilan se déduit des demi-équations électroniques : 2 Mg + O2 → 2 ((Mg2+ ; O2-)solide = 2 MgO Rem : La structure électronique des atomes d’oxygène et de magnésium explique le sens de la réaction observée. En effet, les transferts électroniques entre le magnésium et l’oxygène leur donnent la structure électronique en octet du gaz noble le plus proche d’eux (règle de stabilité vue en 3ème / 9. Klasse). 2 Ce qu’il faut retenir, c’est qu’ici, le transfert d’électrons n’a pas lieu en solution aqueuse, mais entre un solide et un gaz : c’est une réaction d’oxydoréduction par voie sèche. 2) Transfert ou pas transfert ? Combustion de C dans O2 On réalise le même protocole expérimental que précédemment mais en remplaçant le ruban de magnésium par un bout de charbon (ou carbone, bien connu cette fois-ci des artistes (fusain)) et le sable par un peu d’eau. Comme précédemment, la combustion est assez vive. Lorsque la combustion cesse, ôtons le dispositif support, bouchons le flacon et agitons-le vigoureusement. Dans un tube à essais contenant environ 2 mL d’eau de chaux (Kalkwasser), introduisons quelques gouttes de cette solution ; un précipité blanc se forme (dans les petites classes, on disait « l’eau de chaux se trouble »…) : du dioxyde de carbone (Kohlendioxid) est donc apparu au cours de la combustion du carbone. Ecrire l’équation-bilan de cette combustion : ………………………… Rem : On ne peut plus dire que les atomes ont perdu ou gagné des électrons, mais cette combustion est quand même une réaction rédox. Pour interpréter la réaction précédente comme une réaction d’oxydoréduction, on peut définir une nouvelle notion liée à l’électronégativité (vue en 3ème / 9. Klasse) : le nombre d’oxydation d’un élément. II. 1) GENERALISATION DU CONCEPT D’OXYDOREDUCTION (compléter les trous et faire les exercices) Nombre d’oxydation d’un élément Le nombre d’oxydation d’un élément (n.o) dans une espèce chimique est un nombre entier algébrique (positif, négatif ou nul), noté en chiffres romains. 2) Les conventions a) Corps simples (formés d’un seul élément chimique) : Un élément à l’état de corps pur simple n’est ni oxydé, ni réduit. On considère que son nombre d’oxydation est nul. Un élément sous forme de corps simple a un nombre d’oxydation égal à 0. Ex : - métaux Fe, Cu, Pb, Zn, Ag, etc. : n.o (Fe) = n.o (Cu) = n.o (Pb) = n.o (Zn) = n.o (Ag) = 0 - gaz H2, O2, N2, etc. : n.o (H) = n.o (O) = n.o (N) = 0 b) Ions monoatomiques Considérons l’ion cuivre (II) : Cu2+ Le cuivre, initialement au nombre d’oxydation zéro (métal Cu est un corps simple), a perdu 2 électrons ; il a été oxydé en ion Cu2+, on considère alors que son nombre d’oxydation est + II. De même, pour l’ion chlorure Cl-, le chlore, initialement au nombre d’oxydation zéro (Cl2 est un corps simple) a capté un électron ; il a été réduit en ion Cl-, on considère alors que son nombre d’oxydation est – I. On remarque alors que le nombre d’oxydation d’un élément dans un ion monoatomique est égal à la charge de cet ion. Cette règle s’applique aux ions, qu’ils soient en solution aqueuse ou dans un cristal ionique. Ainsi, pour l’ion Na+, n.o (Na) = ……….. ; pour O2-, n.o (O) = ………… ; pour Mg2+, n.o (Mg) = ……….. ; Rem : Le nombre d’oxydation de l’élément dans un cation monoatomique justifie le nom donné à l’ion correspondant. Ainsi, on nomme : Cu2+, ion cuivre (II). … Et oui ! c) Nombres d’oxydation de l’hydrogène et de l’oxygène dans les corps composés Les éléments hydrogène et oxygène dans les corps composés ont quasiment toujours la même valeur : ils servent de référence pour le calcul des nombres d’oxydation des autres éléments intervenant dans les molécules. Il faut retenir que : Le n.o de l’hydrogène est (en général) + I. Le n.o de l’oxygène est (en général) – II. 3 Rem : Ce n’est (évidemment) pas toujours vrai, par exemple dans le cas des corps simples H 2 et O2 : la valeur du nombre d’oxydation est zéro (règle a). d) Molécules Raisonnons sur la molécule d’eau H2O : on remarque que 2*n.o (H) + n.o (O) = 2*(+ I) + 1*(- II) = 0 Nous pouvons généraliser le résultat précédent : Dans une molécule, la somme des nombres d’oxydation des éléments qui la composent est nulle. Attention : il faut tenir compte des coefficients intervenant dans la formule : pour SO2 : n.o (S) + 2 n.o (O) = 0 pour HNO3 : ……… n.o (H) + ………n.o (N) + ………. n.o (O) = 0 Rem : Ces relations traduisent la conservation de la charge globale de l’édifice, ici une molécule qui est électriquement neutre. e) Ions polyatomiques Raisonnons sur l’ion hydroxyde HO- : on remarque que 1*n.o (H) + 1*n.o (O) = 1*(+ I) + 1*(- II) = - 1 c’est-à-dire la charge électrique de l’ion. Nous pouvons encore généraliser le résultat précédent : Dans un ion polyatomique, la somme des nombres d’oxydation des éléments qui le composent est égale à la charge de l’ion. Attention : il faut tenir compte des coefficients intervenant dans la formule de l’ion : pour SO42- : n.o (S) + 4 n.o (O) = - 2 pour PO43- : ……..n.o.(P) + ……….n.o.(O) = ………… Rem : Là encore, ces relations traduisent la conservation de la charge globale de l’édifice, qui ici n’est pas électriquement neutre (ions polyatomiques). 3) Application : calcul des n.o de différents éléments a) exemples On rappelle que pour SO2 : n.o (S) + 2 n.o (O) = 0 donc n.o (S) + 2*(-II) = 0 soit n.o (S) = - 2*(-II) = +IV On rappelle que pour SO4 2- : n.o (S) + 4 n.o (O) = - 2 donc n.o (S) + 4*(-II) = -2 soit n.o (S) = -2 - 4*(-II) = +VI Un élément physique n’a pas toujours le même n.o (sauf O et H en général). b) Exercice 1 Calculer n.o (C) dans CO2, n.o (N) dans HNO3 et n.o (P) dans PO43- 4) Nouvelles définitions Ecrivons l’équation-bilan de la réaction de combustion du carbone dans le dioxygène en y faisant apparaître les n.o (en haut pour C et en bas pour O) (0) (+IV) C + O2 → CO2 (0) (-II) Vous constatez qu’au cours de la réaction, le carbone est oxydé et son n.o ……………….…….. Inversement, l’oxygène est réduit et son n.o …..…………………. Ce résultat est général et doit être su : Une oxydation conduit à une augmentation du n.o de l’élément concerné. Une réduction conduit à une diminution du n.o de l’élément concerné. Il résulte des définitions précédentes que : un oxydant est une espèce chimique qui contient un élément dont le n.o peut …………….. Un réducteur est une espèce chimique qui contient un élément dont le n.o peut ………………… Exercice 2 : voici l’équation-bilan de la réaction entre le dioxyde de carbone et le magnésium : CO2 + 2 Mg → C + 2 MgO 1) Calculer les n.o de tous les éléments présents : C dans CO2 et C, Mg dans Mg et MgO et O dans CO2 et MgO. 2) En utilisant les définitions précédentes, préciser l’oxydant et le réducteur de chacun des couples rédox mis en jeu. 4 5) Intérêt des nombres d’oxydation a) Prévoir la nature d’une réaction chimique Dans une réaction d’oxydoréduction, il existe un élément qui est oxydé et dont le n.o augmente et un élément qui est réduit et dont le n.o diminue. Ex : réaction entre le métal Fe et les ions Cu2+ : n.o. (Fe) augmente (0 → +II), il subit donc une ……………………… (0) (+II) Fe + Cu2+→ Fe2+ + Cu (+II) (0) n.o. (Cu) diminue (+II → 0), il subit donc une ……………………… Puisqu’on observe une variation des n.o des éléments, la réaction est une réaction rédox (ce que vous saviez déjà… hoffe Ich ! ) Dans une réaction rédox, au moins un des éléments voit son nombre d’oxydation varier Exercice 3 : D’après vos connaissances, justifier si les réactions suivantes sont des réactions d’oxydoréduction ou non : Ex 3a) : réaction entre le métal Fe et les ions hydrogène H + d’une solution d’acide chlorhydrique : Fe + 2 H+ → Fe2+ + H2 Ex 3b) : réaction entre l’oxyde de calcium CaO et les ions hydrogène H+ d’une solution d’acide chlorhydrique : CaO + 2 H+ → Ca2+ + H2O b) Equilibrer les équation-bilans rédox Revenons (une dernière fois) sur l’oxydation du fer par les ions Cu2+ d’équation-bilan : (0) (+II) Fe + Cu2+→ Fe2+ + Cu (+II) (0) Déterminer la variation du n.o du fer : Δn.o (Fe) = …………. (> 0 car augmentation) Déterminer la variation du n.o du cuivre : Δn.o (Cu) = ………….. (< 0 car diminution) On constate que Δn.o (Fe) + Δn.o (Cu) = ……………….. Ce résultat est général : Dans une réaction redox, la somme des variations des n.o est nulle si on tient compte des coefficients stœchiométriques. Ainsi, pour équilibrer une réaction rédox, si on appelle Δn.o la variation du nombre d’oxydation de l’élément qui est oxydé (pour 1 atome) et Δ’n.o. la variation du nombre d’oxydation pour l’élément qui est réduit (pour 1 atome), il faut trouver les coefficients a et b tels que a*Δn.o + b*Δ’n.o = 0 et les reporter dans l’équation bilan. Ex : réaction entre le métal Fe et les ions hydrogène H+ d’une solution d’acide chlorhydrique : Déterminer la variation du n.o du fer (pour 1 atome) : Δn.o (Fe) = ………………………. Fe + 2 H+ → Fe2+ + H2 Déterminer la variation du n.o de l’hydrogène (pour 1 atome) : Δ’n.o (H) = …………….. Trouver les coefficients a et b tels que a*Δn.o + b*Δ’n.o = 0 et vérifier qu’ils correspondent à l’équation bilan. Exercice 4 : Réaction entre le métal cuivre et les ions nitrates NO3- (provenant de l’acide nitrique) en milieu acide. Cette réaction donne des ions cuivre (II) et du monoxyde d’azote NO. Trouver et équilibrer l’équation-bilan de cette réaction en précisant les espèces qui sont réduites et oxydées. Indice (quand même !) : il faut assurer la conservation de la charge électrique globale grâce aux ions H + (milieu acide) et la conservation de l’élément oxygène par la formation de molécules d’eau (H2O : solvant).
