Rappel de 1ère année sur les nombres d’oxydation


a) Définition et détermination d’un nombre d’oxydation
Le nombre d’oxydation d’un élément chimique dans un édifice mono ou polyatomique
permet de déterminer l’état d’oxydation de cet élément.
Noté par un chiffre romain algébrique, il décrit le nombre de charges fictives portées par
cet élément. La détermination de cette charge fictive obéit aux règles suivantes :
• Quand dans un édifice polyatomique deux éléments chimiques sont liés par une liaison
de covalence, les électrons mis en jeu dans la liaison covalente sont arbitrairement
attribués à l’élément le plus électronégatif.
• Le nombre d’oxydation d’un élément correspond alors à la différence entre le nombre
d’électrons de valence de l’élément et le nombre apparent d’électron de valence de cet
élément calculé grâce à la règle précédente.
• Dans un édifice covalent, la conservation de la charge électrique impose que la somme
des nombres d’oxydation des différents éléments composant l’édifice est égale à la
charge globale de l’édifice.


b) Exemples
−
• Prenons le cas de l’eau de formule brute H2O et de formule de Lewis : H- O -H
−
L’oxygène a 6 électrons de valence mais a un nombre apparent d’électron de valence
égal à 8 :
−
H(- O -) H
−
d’où un nombre d’oxydation dans la molécule d’eau no(O) = 6 – 8 = - II.
De même l’hydrogène qui a un seul électron de valence et un nombre apparent d’électron
de valence nul a un nombre d’oxydation dans la molécule d’eau no(H) = 1 - 0 = +I.
On retrouve ainsi que ∑ no = -II + I + I = 0.
Nous allons voir à travers les exemples que cette dernière propriété est
généralement suffisante pour déterminer le nombre d’oxydation d’un élément
chimique.
Intéressons nous tout d’abord aux valeurs que peuvent prendre les no les éléments
hydrogène et oxygène dans les édifices rencontrés couramment.
• Dans le dihydrogène H2 : no(H) + no(H) = 0 ⇒ no(H) = 0
Dans tous les autres édifices (sauf dans quelques cas spécifiques) no(H) = +I
• Dans le dioxygène O2 : no(O) + no(O) = 0 ⇒ no(O) = 0
Dans le peroxyde d’hydrogène H2O2 : 2.no(H) + 2.no(O) = 0 ⇒ no(O) = -I
− −
(confirmation avec la formule développée de l’eau oxygénée H- O - O -H.
− −
Dans la plupart des autres édifices : no(O) = -II

Autres exemples :
no(Na) dans Na+ :+I
l’ion permanganate MnO4- : no(Mn)+4.(-II) =-I ⇔ no(Mn) = +VII
 c) Equilibrage d’équations d’oxydoréduction
L’utilisation des nombres d’oxydation n’est pas systématique. Il est possible d’équilibrer
certaines équations rédox en milieu acide ou en milieu basique.

Couple MnO4-/Mn2+ :
MnO4- + 5e- + 8H+ ⇔ Mn2+ + 4 H2O
no(Mn) = VII no(Mn) = II (1) Equilibre rédox
(2) Equilibre des charges avec
H+ ou OH-.
(3) Equilibre de la matière
∆no = II – VII = - V < 0 => réduction

Couple CrO72-/Cr3+ :
CrO72-+ 6e- + 14H+ ⇔ 2Cr3+ + 7 H2O
2.no(Cr) = 2 × VI 2.no(Cr) = 2 × III


Couple ClO-/Cl2 (en milieu basique) :
2ClO-+ 2e- + 2 H2O ⇔ Cl2 + + 4OH-
2.no(Cl) = 2 × I 2.no(Cl) = 2 × 0