Fiche explicative de la leçon: Nombres d’oxydation Chimie

Dans cette fiche explicative, nous allons apprendre à calculer et utiliser les nombres d’oxydation.

Dans les réactions redox, une espèce est réduite et une autre espèce est oxydée. Une oxydation implique la perte d’électrons, et une réduction implique le gain d’électrons. Afin de suivre le mouvement des électrons lors d’une réaction d’oxydoréduction, les chimistes utilisent ce qu’on appelle le « nombre d’oxydation », qui est en grande partie synonyme de « degré d’oxydation ».

Le nombre d’oxydation correspond essentiellement au nombre d’électrons qu’il manque à l’atome. Les éléments ont un nombre d’oxydation positif lorsqu’ils sont oxydés, et négatif lorsqu’ils sont réduits. Les composés ioniques consistent en une combinaison d’éléments ayant des nombres d’oxydation positifs et négatifs. Leurs cations oxydés ont un nombre d’oxydation positif, et leurs anions réduits ont un nombre d’oxydation négatif. Les éléments liés de manière covalente sont désignés de manière similaire par des nombres d’oxydation positifs ou négatifs. En général, on attribue un nombre d’oxydation négatif à l’élément ayant l’électronégativité la plus élevée et un nombre d’oxydation positif à l’élément ayant l’électronégativité la plus faible. Si un atome est sous sa forme élémentaire, il n’a ni gagné ni perdu d’électrons et son nombre d’oxydation est égal à zéro. Par exemple, regardons la synthèse de l’oxyde de magnésium : 

Dans cette réaction, on démarre avec du magnésium solide et de l’oxygène gazeux. Ces deux formes élémentaires ont un nombre d’oxydation de zéro. Les éléments n’ont ni gagné ni perdu d’électrons.

Cependant, le nombre d’oxydation de ces éléments change au moment où ils forment l’oxyde de magnésium. L’oxyde de magnésium est un composé ionique constitué d’un ion et un ion . Pour que le magnésium neutre forme un ion de charge , il a besoin de perdre deux électrons. Le nombre d’oxydation nous indique combien d’électrons ont été retirés pour former une liaison chimique, et la perte de deux électrons correspond à un nombre d’oxydation de pour l’ion magnésium dans .

L’oxygène, quant à lui, gagne deux électrons pour former un ion de charge . Le gain de deux électrons correspond à un nombre d’oxydation de pour l’ion oxygène dans . Dans ce cas, le nombre d’oxydation est identique à la charge des ions, mais le nombre d’oxydation et la charge sont des valeurs distinctes qui ne sont pas toujours égales.

On peut représenter ces variations globales en notant les valeurs au-dessus des symboles chimiques de l’équation de la réaction : 

Il existe de nombreuses règles régissant les nombres d’oxydation de divers éléments sous différentes formes. Voici trois règles que nous avons abordées jusqu’à présent : 

• Le nombre d’oxydation d’un atome ou d’une molécule sous sa forme élémentaire est zéro.
  Exemples :  et
• Le nombre d’oxydation d’un métal alcalino-terreux dans un composé est .
  Exemples : le magnésium dans et le calcium dans
• Le nombre d’oxydation de l’oxygène dans un composé est .
  Exemples : l’oxygène dans et l’oxygène dans
  Exceptions : les peroxydes tels que où le nombre d’oxydation de l’oxygène est , les superoxydes tels que où le nombre d’oxydation de l’oxygène est , et le difluorure de dioxygène, de formule chimique , où le nombre d’oxydation de l’oxygène est .

Pour mieux comprendre comment déterminer le nombre d’oxydation d’autres atomes ou ions, regardons une réaction où les nombres d’oxydation ne changent pas : 

Dans cette réaction, l’oxyde de magnésium se combine avec l’acide chlorhydrique pour produire du chlorure de magnésium et de l’eau. Le nombre d’oxydation est essentiellement un décompte du nombre d’électrons qu’un atome perd pour former une liaison chimique. Cette relation est apparente quand on regarde les composés dans cette réaction.

Nous avons déjà déterminé les nombres d’oxydation des ions dans l’oxyde de magnésium. Le magnésium perd deux électrons pour avoir un nombre d’oxydation de , tandis que l’oxygène gagne deux électrons pour avoir un nombre d’oxydation de .

Le deuxième composé, , est un composé covalent plutôt qu’un composé ionique. Quand on regarde des composés ayant des liaisons covalentes, où les électrons sont partagés plutôt que donnés, on ne considère pas des fractions d’électrons. En revanche, un électron partagé qui se trouve plus près de l’autre noyau est considéré comme un électron perdu dans le but de calculer le nombre d’oxydation. Autrement dit, on n’a pas besoin de déterminer si le composé est ionique ou covalent puisque les électrons partagés et les électrons donnés sont comptés de la même manière pour le nombre d’oxydation.

Par exemple, pour former , l’hydrogène partage un électron avec l’atome de chlore électronégatif. L’hydrogène perd partiellement un électron, donc son nombre d’oxydation est . Le chlore gagne partiellement un électron, donc son nombre d’oxydation est .

Le troisième composé dans cette réaction, le chlorure de magnésium, est un composé ionique. Pour former ce composé, chaque atome de chlore accepte complètement un électron de l’atome de magnésium, donc le nombre d’oxydation du chlore est . Notez que le nombre d’oxydation du chlore est aussi bien dans le composé covalent que dans le composé ionique . L’ion magnésium dans le chlorure de magnésium est un ion de charge qui a abandonné deux électrons, donc son nombre d’oxydation est .

Enfin, chaque atome d’hydrogène partage un électron avec l’atome d’oxygène pour former . Le nombre d’oxydation de l’oxygène est , puisqu’il a partiellement gagné deux électrons. Le nombre d’oxydation de l’hydrogène est , puisque chaque atome d’hydrogène a partiellement abandonné un électron. L’hydrogène n’est pas un métal alcalino-terreux, mais comme les métaux alcalins tels que le sodium, il abandonne fréquemment un électron pour former des composés où son nombre d’oxydation est  : 

Voici quelques règles supplémentaires qui sont apparues dans cet exemple : 

• Le nombre d’oxydation de l’hydrogène dans un composé est .
  Exemples :  et
  Exceptions : les hydrures métalliques tels que et où le nombre d’oxydation est
• Le nombre d’oxydation d’un halogène dans un composé est .
  Exemples :  , , , et
  Exceptions : , , et , pouvant se combiner avec l’oxygène ou le fluor et donner divers nombres d’oxydation
• Le nombre d’oxydation d’un métal alcalin (groupe 1) dans un composé est .
  Exemples : le sodium dans et le potassium dans

Il y a quelques autres règles utiles qui peuvent nous aider à déterminer le nombre d’oxydation d’un atome ou d’un composé inconnu. La première règle est que le nombre d’oxydation global d’un composé neutre est nul. Si l’on considère par exemple le composé et qu’on ne connaît pas le nombre d’oxydation de l’azote, on peut le déterminer à partir du nombre d’oxydation de l’hydrogène et de celui du composé global. Chaque atome d’hydrogène a un nombre d’oxydation de et le composé neutre doit avoir un nombre d’oxydation global nul. Le seul moyen de satisfaire ces deux conditions est d’attribuer à l’azote un nombre d’oxydation de .

Jusqu’à présent, nous avons eu affaire à des composés neutres, mais nous pouvons également appliquer des règles simples aux ions. Le nombre d’oxydation d’un ion est égal à la charge de l’ion. Par exemple, le nombre d’oxydation d’un ion est . Cette règle s’applique également aux ions polyatomiques. Le nombre d’oxydation d’un ion sulfate de formule chimique est . Rappelons-nous bien que la charge et le nombre d’oxydation sont des valeurs distinctes qui sont parfois égales, mais pas toujours.

Résumons ces règles : 

• Le nombre d’oxydation d’un ion est le même que la charge de l’ion.
  Exemples :  a un nombre d’oxydation de , et a un nombre d’oxydation de .
• La somme des nombres d’oxydation dans un composé neutre est nulle. La somme des nombres d’oxydation dans un ion polyatomique est la charge de l’ion.
  Exemples : le nombre d’oxydation global de est égal à zéro, et le nombre d’oxydation global de est .

En gardant ces règles à l’esprit, on peut déterminer les nombres d’oxydation des atomes dans divers composés.

Les nombres d’oxydation sont utiles pour nous permettre de suivre le mouvement des électrons au cours d’une réaction chimique. Regardons une réaction redox simple pour observer comment les nombres d’oxydation peuvent changer : 

La réaction du sodium métallique et du chlore gazeux produit du chlorure de sodium. Le sodium et le chlore ont un certain nombre d’oxydation dans leur forme élémentaire et un autre nombre d’oxydation lorsqu’ils forment un composé. Comme nous l’avons mentionné précédemment, les atomes dans leur forme élémentaire ont un nombre d’oxydation nul, donc les deux réactifs dans cette réaction ont un nombre d’oxydation nul.

Quel est le nombre d’oxydation des atomes du produit ? Pour former ce composé ionique, les atomes de sodium donnent un électron aux atomes de chlore, formant un ion et un ion . Étant donné que le sodium abandonne un électron pour former une liaison, le nombre d’oxydation de l’atome de sodium dans le chlorure de sodium est . Étant donné que le chlore accepte un électron pour former une liaison, le nombre d’oxydation de l’atome de chlore dans le chlorure de sodium est .

Il convient de noter que le nombre d’oxydation d’un atome change à mesure que des liaisons se rompent et se forment, mais les nombres d’oxydation des atomes dans un certain composé seront toujours les mêmes d’un échantillon à l’autre. Par exemple, le nombre d’oxydation du sodium passe de 0 à dans cette réaction, mais le sodium, dans un échantillon de , a toujours un nombre d’oxydation de , tant qu’il reste dans ce composé.

Si les nombres d’oxydation changent au cours d’une réaction, cela signifie que des électrons sont transférés et qu’une réaction d’oxydoréduction a lieu. Les nombres d’oxydation peuvent nous aider à identifier ce qui est oxydé et ce qui est réduit lors d’une réaction d’oxydoréduction.

Comme nous l’avons mentionné plus tôt, la réduction implique le gain d’électrons, et l’oxydation implique la perte d’électrons. Étant donné que le nombre d’oxydation nous indique combien d’électrons sont perdus, le processus d’oxydation (perte d’électrons) fait augmenter le nombre d’oxydation, tandis que la réduction (gain d’électrons) fait diminuer le nombre d’oxydation. En comparant le nombre d’oxydation d’un atome lorsqu’il est dans les réactifs et le nombre d’oxydation de ce même atome lorsqu’il est dans les produits, on peut déterminer si cet atome est oxydé ou réduit.

À titre d’exemple, regardons la réaction qui se produit lorsqu’on trempe du magnésium métallique dans une solution de chlorure de zinc : 

En suivant les règles que nous avons décrites précédemment, nous pouvons déterminer ce qui est réduit et ce qui est oxydé à partir des nombres d’oxydation des divers atomes. Toute forme élémentaire a un nombre d’oxydation de 0. Le magnésium et le zinc ont un nombre d’oxydation de s’ils sont dans des composés. Le chlore, un halogène, a un nombre d’oxydation de s’il est dans un composé. Nous pouvons visualiser ces changements à l’aide d’un tableau.

On peut aussi faire la même chose en écrivant les nombres au-dessus de l’équation : 

Nous pouvons voir que le nombre d’oxydation du magnésium augmente, ce qui signifie qu’il est oxydé. Dans cette réaction, le magnésium perd des électrons. En revanche, le nombre d’oxydation du zinc diminue, ce qui signifie qu’il est réduit. Dans cette réaction, le zinc gagne des électrons. Le nombre d’oxydation du chlore ne change pas, donc celui-ci n’est ni oxydé ni réduit.

Dans cette réaction, les électrons sont transférés du magnésium au zinc. Le magnésium perd des électrons qui vont au zinc, ce qui réduit ce dernier. Étant donné que les électrons du magnésium réduisent le zinc, on appelle le magnésium « le réducteur ». Dans toute réaction redox, l’espèce qui donne des électrons à une autre espèce, et réduit donc cette dernière, est le réducteur.

Inversement, comme le zinc prend des électrons au magnésium, ce qui provoque l’oxydation de ce dernier, on appelle le zinc « oxydant ». Dans toute réaction d’oxydoréduction, l’espèce qui prend des électrons d’une autre espèce, et oxyde donc cette dernière, est l’oxydant.

On peut appliquer ces définitions à la synthèse du chlorure de sodium : 

Plus tôt, nous avons déterminé que le nombre d’oxydation du sodium passe de zéro à lorsqu’il passe d’un solide neutre à un ion positif. Nous avons également déterminé que le nombre d’oxydation du chlore passe de zéro à lorsqu’il passe d’un gaz neutre à un ion négatif. Dans cette réaction, le sodium est oxydé, car il perd des électrons pour avoir un nombre d’oxydation plus élevé. Le sodium est le réducteur. Le chlore est réduit puisqu’il gagne des électrons pour avoir un nombre d’oxydation plus faible. Le chlore est l’oxydant.