Video Transcript
Dans cette vidéo, nous allons découvrir les nombres d’oxydation, ce qu’ils sont,
comment les calculer et comment les utiliser pour identifier les réactions
redox.
Les électrons en chimie peuvent être assez difficiles à suivre. Nous avons une bonne compréhension de la liaison ionique où les anions et les cations
s’attirent, et nous avons une compréhension de la liaison covalente où des électrons
partagés se trouvent entre des atomes, les reliant ensemble. Cependant, il est fréquent que les ions complexes contiennent également des liaisons
covalentes, par exemple l’anion nitrate. Et il est également fréquent que les types de liaisons puissent changer en raison
d’une réaction. Il est assez facile de suivre des électrons lorsque nous avons affaire à une liaison
purement ionique ou purement covalente. Mais que faire si nous avons un mélange des deux ? Il serait utile d’avoir un système simple qui suivra les électrons en toutes
circonstances.
Ceci est un atome de carbone. Un atome de carbone peut réagir avec un atome d’oxygène pour produire une molécule de
monoxyde de carbone. C’est clairement une réaction d’oxydation, puisque nous additionnons de l’oxygène au
carbone. Et le monoxyde de carbone peut subir une autre oxydation pour former du dioxyde de
carbone. Mais ce qui n’est pas clair, c’est quels atomes ont plus d’électrons que la normale
et lesquels en ont moins. Pour cela, les chimistes ont inventé un système de comptabilité qui fonctionne pour
la liaison covalente et la liaison ionique. Ce système repose sur la position effective des électrons dans les liaisons
covalentes. Si les électrons sont plus proches d’un atome que d’un autre, l’atome dont ils sont
le plus proche est considéré comme réduit et l’atome dont ils sont plus éloignés est
considéré comme oxydé.
Nous pouvons nous souvenir de cette relation de la façon suivante : L'Oxydation, qui commence par O, c'est quand l'espèce Offre des électrons. La
Réduction, qui commence par R, c'est quand l'espèce Reçoit des électrons. Si les électrons d’une liaison covalente sont plus proches d’un atome, on peut
considérer que cet atome a gagné des électrons et a donc été réduit.
Nous pouvons utiliser les électronégativités des atomes des éléments d’une liaison
covalente pour prédire de quel atome les électrons seront probablement plus
proches. L’électronégativité du carbone est beaucoup plus faible que l’électronégativité de
l’oxygène. Ainsi, nous devrions nous attendre à ce que les électrons dans les liaisons
carbone-oxygène, par exemple dans le monoxyde de carbone et le dioxyde de carbone,
soient plus proches des atomes d’oxygène. Dans ce système de comptabilité que les chimistes ont mis au point, nous imaginons
que l’atome dont les électrons sont le plus proche gagne réellement ces
électrons. Donc, au lieu d’atomes, nous imaginons des anions et des cations.
En utilisant cette méthode, nous pouvons identifier que le carbone dans ces réactions
passe d’un atome neutre à un ion effectif deux plus à un ion effectif quatre
plus. Ce système n’est pas censé nous dire à quoi ressemblent les atomes ou les ions en
réalité. Au lieu de cela, il nous aide à faire la différence entre les différents états des
atomes ou des ions dans différentes circonstances.
Le système mis au point par les chimistes est le degré d’oxydation d’un atome ou d’un
ion, qui utilise des nombres d’oxydation. Le terme « degré d’oxydation » est plus couramment utilisé lorsque nous nous référons
à l’atome ou à l’ion lui-même, tandis que l’expression « nombre d’oxydation » est
plus couramment utilisée pour désigner la valeur réelle. Cependant, ils sont souvent utilisés de manière interchangeable; alors ça va. Un atome non lié, comme un atome de carbone à l’état gazeux, se voit attribuer le
nombre d’oxydation zéro. On donne à un anion simple un nombre d’oxydation équivalent à sa charge, et nous
faisons de même pour un cation simple.
Il est crucial de se rappeler qu’un degré d’oxydation n’est pas identique à une
charge. La charge d’un atome ou d’un ion est sa charge globale basée sur le nombre relatif
d’électrons et de protons, tandis que le degré d’oxydation fait partie d’un système
de comptabilité qui suppose que nous avons affaire à une liaison ionique à 100 pour
cent. Nous écrivons les nombres d’oxydation avec le signe sur le côté gauche du nombre, et
nous écrivons les charges avec un signe sur le côté droit. Bien sûr, il existe de nombreuses situations où le nombre d’oxydation et la charge
d’un atome ou d’un ion sont les mêmes. Mais nous devons faire la distinction entre les deux car ils ont des significations
différentes.
Maintenant, voyons les degrés d’oxydation des atomes ou des ions dans différentes
substances. Les formes élémentaires des éléments peuvent être solides, liquides ou gazeuses, et
vous pouvez avoir différents allotropes. On donne à un atome d’un élément, lié ou non lié, le degré d’oxydation zéro. S’il existe une liaison covalente entre les atomes du même élément, nous considérons
que les atomes sont identiques. Il n’y a aucune raison sensée que nous considérions un atome comme oxydé et l’autre
comme réduit, donc nous donnons simplement aux deux atomes le degré d’oxydation
zéro. Les prochains degrés d’oxydation les plus faciles à attribuer sont ceux des ions
simples. Tout d’abord, nous examinons la charge, identifions la valeur, puis convertissons en
degré d’oxydation en déplaçant le signe du côté opposé. Ainsi, un ion sodium a un degré d’oxydation de plus un, un ion aluminium a un degré
d’oxydation de plus trois et un ion nitrure a un degré d’oxydation de moins
trois.
Maintenant, que se passe-t-il si nous avons affaire à des composés ioniques simples
où les charges des ions ne sont pas données ? Nous pouvons utiliser le même raisonnement que nous utilisons lorsque nous
déterminons les formules pour les composés ioniques, en utilisant les charges
auxquelles nous nous attendons pour les métaux et les non-métaux. Un composé ionique neutre doit avoir une charge nette de zéro. Les nombres d’oxydation sont basés sur les mêmes principes de conservation des
électrons, donc il en va de même. Pour un composé neutre, la somme des nombres d’oxydation des différents composants
doit être nulle. Nous pouvons utiliser notre compréhension des ions courants formés par le sodium, le
magnésium et l’oxygène pour déterminer les autres réponses.
Les ions polyatomiques, les ions qui contiennent plus d’un noyau, peuvent être plus
délicats, par exemple, l’anion nitrate, qui a une charge nette de un moins. Même si nous avons une charge nette, nous pouvons appliquer le même principe que pour
les composés neutres. La somme des nombres d’oxydation des composants doit correspondre à une valeur
équivalente à la charge globale. La charge globale étant un moins, la somme des nombres d’oxydation doit être égale à
moins un. Sur le côté gauche, nous avons le nombre d’oxydation inconnu de l’azote et trois fois
le nombre d’oxydation inconnu pour l’oxygène. L’oxygène est plus électronégatif que l’azote. Donc, dans un système 100 pour cent ionique, nous prédisons que l’oxygène dans ce
système aurait les électrons de la liaison. L’oxygène forme généralement des ions deux moins. Ainsi, nous pouvons attribuer aux oxygènes un nombre d’oxydation moins deux.
Si nous calculons notre expression et réorganisons, nous nous retrouvons avec un
nombre d’oxydation pour l’azote de plus cinq. Dans les équations, vous pouvez voir des nombres d’oxydation écrits sous forme de
nombres ou de chiffres romains au-dessus du symbole de l’élément. Faites juste attention à ne pas aller dans le sens inverse; juste parce que nous
avons attribué un nombre d’oxydation de plus cinq à cet azote ne signifie pas en
réalité que nous avons affaire à un ion azote cinq plus. Les nombres d’oxydation nous permettent de comparer des atomes ou des ions dans
différentes circonstances. Ils ne reflètent pas nécessairement la charge des atomes ou des ions dans la
réalité.
Faisons un autre exemple, l’ion permanganate. Quand un métal et un non-métal réagissent, nous nous attendons à ce que le non-métal
forme des anions et que le métal forme des cations. Donc, ici, on s’attend à ce que l’oxygène soit sous la forme de O2-. Encore une fois, nous avons affaire à un ion avec une charge globale de un moins. Donc, la somme des nombres d’oxydation doit être moins un. Avec quatre oxygènes, nous avons quatre fois le nombre d’oxydation moins deux. Lorsque nous calculons et réorganisons, nous nous retrouvons avec un nombre
d’oxydation pour le manganèse de plus sept.
Ensuite, les ions polyatomiques peuvent faire partie des composés ioniques tout comme
les ions simples. Par exemple, pour le carbonate de calcium, le point de départ est de savoir que l’ion
commun pour le calcium est le calcium deux plus. Donc, pour équilibrer, la charge de l’ion carbone doit être de deux moins. Élucider cet ion simple est facile, et nous pouvons élucider le carbonate comme nous
l’avons fait avec tous les autres ions polyatomiques. Comme précédemment, nous supposerons que l’oxygène a un nombre d’oxydation de moins
deux. Lorsque nous évaluons et réorganisons, nous nous retrouvons avec un nombre
d’oxydation pour le carbone de plus quatre.
Voilà, ce sont toutes les situations faciles pour attribuer des nombres d’oxydation,
donc passons aux difficiles. Ce sont les substances covalentes comme le carbone, le monoxyde de carbone et le
dioxyde de carbone. Pour le carbone pur, le degré d’oxydation est fixé à zéro, mais nous devons
déterminer les nombres d’oxydation du carbone dans le monoxyde et le dioxyde de
carbone. Pour les déterminer, nous devons nous rappeler que le degré d’oxydation courant de
l’oxygène dans un composé est moins deux. Pour le carbone dans le monoxyde de carbone, le nombre d’oxydation est plus deux. Ici, nous nous sommes appuyés sur le fait que la somme des nombres d’oxydation est
nulle. Lorsque nous faisons de même pour le dioxyde de carbone, nous devons faire attention
à multiplier le nombre d’oxydation de l’oxygène par deux. Cela nous donne un nombre d’oxydation pour le carbone de plus quatre.
Mais il y a un exemple inhabituel, le peroxyde d’hydrogène. Si l’oxygène dans le peroxyde d’hydrogène avaient le nombre d’oxydation moins deux,
alors les hydrogènes devraient avoir un nombre d’oxydation de plus deux. Les atomes d’hydrogène n’ont qu’un seul électron. Donc, ce n’est pas sensé de parler de l’hydrogène au degré d’oxydation plus deux, car
cela équivaudrait à perdre deux électrons. Alors, que se passe-t-il ici ?
C’est la structure d’une molécule de peroxyde d’hydrogène. L’oxygène est beaucoup plus électronégatif que l’hydrogène, de sorte que les
électrons des liaisons hydrogène de l’oxygène se retrouvent plus proches des
oxygènes. Mais les électrons dans la liaison oxygène-oxygène sont exactement au milieu. Si nous essayons de rendre ce système 100 pour cent ionique, cette liaison
oxygène-oxygène pose un problème. Il n’est pas raisonnable de dire qu’un atome perd des électrons et qu’un atome gagne
des électrons. Donc, dans ce cas, nous gardons la liaison. Nous nous retrouvons donc avec des ions H + et des ions O-. C’est pourquoi nous voyons de l’oxygène avec un degré d’oxydation de moins un
lorsqu’il est dans un peroxyde.
C’est beaucoup de choses à retenir. Heureusement, il existe un système de règles qui peuvent aider à trouver une
réponse. On peut facilement les mémoriser en utilisant 123FHOC. Le nombre un fait référence au groupe un. Dans un composé, nous supposons que les métaux du groupe un auront un nombre
d’oxydation de plus un. Ensuite, les métaux du groupe deux, auxquels nous attribuons le nombre d’oxydation de
plus deux. Et nous attribuons plus trois aux membres du groupe trois. N’oubliez pas que si, dans l’ordre, une règle arrive en premier, elle aura la
priorité.
La règle suivante est que le fluor dans un composé aura toujours le nombre
d’oxydation de moins un. Et la règle de l’hydrogène dit que le nombre d’oxydation de l’hydrogène sera plus un,
à l’exception des hydrures où nous voyons l’ion H-. Dans cet exemple, il est facile de comprendre que nous avons affaire à un hydrure
puisque nous utilisons d’abord la règle du groupe un. Si le sodium est de plus un, alors l’hydrogène doit être de moins un. Dans tous les hydrures, le nombre d’oxydation de l’hydrogène est moins un. Ensuite, il y a la règle de l’oxygène, qui dit généralement que l’oxygène dans les
composés aura un nombre d’oxydation de moins deux, sauf dans les peroxydes où nous
voyons un état d’oxydation de moins un. Et le C dans 123FHOC n’est pas pour le carbone; il est pour le chlore. Dans les composés, le chlore aura le degré d’oxydation moins un sauf s’il est lié au
fluor ou à l’oxygène.
Si vous vous souvenez de ces règles, vous devriez pouvoir déterminer des nombres
d’oxydation inconnus dans des composés inhabituels. Sachez simplement que ces règles ne marchent pas dans tous les cas. Parfois, nous devons faire des calculs de haut niveau. Cependant, ces règles s’appliqueront dans la plupart des cas. Vous êtes plus susceptible de devoir calculer les nombres d’oxydation lorsque vous
envisagez des réactions. Nous pouvons analyser les nombres d’oxydation pour déterminer si une réaction
particulière est un processus redox ou un processus non redox.
Voici la réaction de l’oxyde de magnésium avec de l’acide chlorhydrique. Nous pouvons utiliser le mnémonique 123FHOC pour nous rappeler les règles que nous
devons suivre en premier. Nous n’avons pas de métaux du groupe un ici, mais nous pouvons utiliser la règle du
deux pour attribuer le nombre d’oxydation au magnésium. Puisque nous avons affaire à des composés de magnésium, le nombre d’oxydation du
magnésium sera plus deux. Il n’y a pas d’éléments du groupe trois, et il n’y a pas de fluor. Donc, nous pouvons ignorer ces règles et simplement regarder l’hydrogène. Dans HCl et H2O, l’hydrogène est le premier élément à avoir son nombre d’oxydation
attribué, nous pouvons donc être certains de lui attribuer le nombre d’oxydation
plus un.
Ensuite, nous avons la règle de l’oxygène. Mais dans les deux cas, l’oxygène est le dernier élément à être élucidé dans le
composé. Ainsi, nous pouvons ignorer la règle de l’oxygène et déterminer le nombre d’oxydation
de l’oxygène en fonction du nombre d’oxydation total du composé. Dans l’oxyde de magnésium, l’oxygène aura un nombre d’oxydation de moins deux pour
contrer le nombre d’oxydation plus deux du magnésium. Et dans l’eau, l’oxygène aura à nouveau le nombre d’oxydation moins deux équilibrant
les deux plus un des hydrogènes. Nous devons tenir compte des nombres d’oxydation des deux hydrogènes mais,
généralement, nous n’en écrivons qu’un au-dessus du symbole de l’élément.
Maintenant, nous pouvons passer à la règle du chlore. Encore une fois, dans les deux composés où nous avons du chlore, le chlore est le
dernier élément à avoir son nombre d’oxydation. Donc, dans HCl, le chlore doit avoir un nombre d’oxydation de moins un, et c’est la
même chose dans le chlorure de magnésium. Nous avons besoin que chaque chlore ait un nombre d’oxydation de moins un pour
équilibrer le plus deux du magnésium. Mais par convention, nous n’écrivons qu’une fois le nombre moins un. Voyons maintenant si une réduction ou une oxydation a eu lieu. Le nombre d’oxydation du magnésium n’a pas changé. Il est resté à plus deux, et il n’y a pas de changement pour l’oxygène, l’hydrogène
ou le chlore. Il s’agit donc d’une réaction non rédox.
Ensuite, nous pouvons examiner la réaction entre le calcium élémentaire et l’acide
sulfurique. Nous pouvons ignorer la première règle parce qu’il n’y a pas d’éléments du groupe un
et passer à la deuxième règle avec le calcium. Mais les règles ne s’appliquent qu’aux substances contenues dans des composés. Le calcium sous sa forme élémentaire aura un nombre d’oxydation de zéro. Mais le calcium et le sulfate de calcium auront un nombre d’oxydation de plus
deux. Ensuite, nous passons à la règle de l’hydrogène. Nous avons H2 qui est l’hydrogène sous une forme élémentaire. Donc, le nombre d’oxydation de l’hydrogène ici est zéro, et dans l’acide sulfurique,
c’est plus un.
Ensuite, nous avons la règle de l’oxygène. Dans l’acide sulfurique et le sulfate de calcium, l’oxygène n’est pas le dernier
élément à avoir son nombre d’oxydation attribué. Donc, nous pouvons utiliser la règle. Donc, dans les deux cas, le nombre d’oxydation de l’oxygène est moins deux. Il ne nous reste plus de règles. Nous devons donc déterminer le nombre d’oxydation du soufre à l’ancienne. La somme des nombres d’oxydation de l’acide sulfurique doit être égale à zéro. Ainsi, nous pouvons développer tous les nombres d’oxydation de l’hydrogène et de
l’oxygène. Nous avons un excès de moins six. Ainsi, le degré d’oxydation du soufre doit être plus six.
Maintenant, le groupe sulfate dans le sulfate de calcium est identique à celui de
l’acide sulfurique. Ainsi, le soufre dans le sulfate de calcium doit également avoir le nombre
d’oxydation plus six. Dans cette équation, nous pouvons voir le calcium passer d’un nombre d’oxydation zéro
à un nombre d’oxydation plus deux. C’est une oxydation. Et nous pouvons également voir que l’hydrogène est réduit, passant d’un nombre
d’oxydation plus un à zéro. Donc, nous avons démontré qu’il s’agit d’une réaction redox.
Il y a aussi un type spécial de réaction redox appelée dismutation. Dans une réaction de dismutation, nous voyons une seule substance subir simultanément
une réduction et une oxydation. Lorsque le peroxyde d’hydrogène se dégrade, l’un des oxygènes passe du degré
d’oxydation moins un au degré d’oxydation zéro. Ainsi, il est oxydé, tandis que l’autre est réduit, passant du degré d’oxydation
moins un au degré d’oxydation moins deux. Une réduction et une oxydation se produisent simultanément pour le même produit
chimique.
Maintenant, terminons avec les points clés. Nous pouvons penser au nombre d’oxydation simplement comme un nombre comptable
équivalent à la charge d’un atome ou d’un ion dans un système 100 pour cent
ionique. Il y a des règles simples que nous pouvons suivre pour les composés afin de
déterminer les nombres d’oxydation. Les éléments du groupe un, du groupe deux et du groupe trois dans les composés auront
respectivement un nombre d’oxydation de plus un, plus deux et plus trois.
Le fluor aura le degré d’oxydation moins un. L’hydrogène aura un nombre d’oxydation de plus un, sauf dans les hydrures, où il sera
de moins un. L’oxygène aura un nombre d’oxydation de moins deux, sauf dans les peroxydes, où il
sera de moins un. Et le chlore aura le degré d’oxydation moins un, à moins qu’il ne soit lié au fluor
ou à l’oxygène. Et les éléments sous leur forme pure auront les degrés d’oxydation zéro.
