Chimie23 :
Oxydo-réduction
Nombre d'oxydation
Utilisation des nombres d'oxydation (n.o.)

1. Utilisation des nombres d'oxydation (n.o.)

1.1. Reconnaître les réactions d'oxydoréduction

Si, au cours d'une réaction, on n'observe aucune variation des n.o. des éléments, cette réaction n'est pas une réaction d'oxydoréduction.

Exemples :

Réaction 1 :

H2 + Cl2 --> 2 HCl (gaz)

réactifs: dans les molécules symétriques H2 et Cl2 : n.o.(H) = 0 ; n.o.(Cl) = 0.

produit : dans la molécule HCl, Cl est plus électronégatif que H ; le modèle ionique de la molécule est H+Cl^- : n.o.(H) = + I et n.o.(Cl) = - I.

Au cours de la réaction, le n.o.(H) augmente de 0 à + I et le n.o.(Cl) diminue de 0 à - I : cette réaction est une réaction d'oxydoréduction.

Réaction 2 :

CaO + 2 HCl --> CaCl2 + H2O

Extrait de l'échelle d'électronégativité des éléments (par ordre d'électronégativité décroissante) : O > Cl > H > Ca . (voir échelle de Pauling)

réactifs : CaO est un composé ionique de modèle Ca2+O^2- : n.o. (Ca)= + II et n.o.(O) = - II.

Dans HCl (voir réaction 1) : n.o.(H) = +I et n.o.(Cl)= - I.

produits : CaCl2 est un composé ionique de modèle Ca2+2Cl- : n.o.(Ca) = + II et n.o.(Cl) = - I ;

modèle ionique de la molécule H2O : 2 H+O2- : n.o.(H)= +I et n.o.(O)= -II.

Au cours de la réaction, aucune variation de n.o. n'est observée : cette réaction n'est pas une réaction d'oxydoréduction.

1.2. Équilibrer les équations-bilans de
réactions d'oxydoréduction

Les variations des n.o., notées Δn.o., correspondent à un transfert de charges des réducteurs vers les oxydants.

La charge totale gagnée par les oxydants est donc égale à la charge totale cédée par les réducteurs.

Exemple

Équilibrer l'équation suivante : HCl + O2 &rar; Cl2 + H2O ;

soit : x HCl + y O2 → z Cl2 + t H2O.

Pour la commodité des calculs, on peut provisoirement représenter les n.o. par des chiffres arabes.

réactifs :

• dans HCl : n.o.(H) = + 1 et n.o.(Cl) = - 1 (voir 1. réaction 1) ;

• dans O2 : n.o.(O) = 0.

produits :
• dans Cl2 : n.o.(Cl) = 0 ;

• dans H2O : n.o.(H) = + 1 et n.o.(O) = - 2 (voir 1. réaction 2).

Au cours de la réaction :

• n.o.(H) ne varie pas → Δ n.o.(H) = 0 ;

• n.o.(Cl) augmente de - 1 à 0 → Δn.o.(Cl) = 0 - (-1) = + 1 ;

• n.o. (O) diminue de 0 à - 2 → Δ n.o.(O) = - 2 - 0 = - 2.

La charge totale cédée par les atomes Cl et celle captée par les atomes O doivent être égales en valeurs absolues.

Ici x atomes Cl échangent avec 2y atomes O → x . | Δn.o.(Cl) | = 2y . | Δn.o.(O) |, soit : x . 1 = 2y . 2, soit : x = 4y .

On choisit les coefficients entiers les plus petits possibles, soit y = 1 d'où x = 4 ; les valeurs de z et t en découlent (conservation des éléments) :

équation-bilan équilibrée :

4 HCl + O2 → 2 Cl2 + 2 H2O .

2. Autre exemple

Cl2 + 2OH^- => ClO^- + Cl^- + H2O

et

CH3Cl + I^- => CH3I + Cl^-

Dans Cl2, le do de l'atome de chlore est égal à zéro.

Dans le ion Cl^-, il est égal à -1, donc il a diminué, et le chlore s'est réduit.

Dans le ion ClO^-, l'atome de chlore est au do égal à +1. Le 2ème atome de chlore s'est donc oxydé.

C'est une réaction d'oxydo-réduction.

Dans la 2ème réaction, les atomes ne changent pas de degré d'oxydation.

Ce n'est pas une réaction d'oxydo-réduction.