État d'oxydation

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En chimie, l'état d'oxydation est le plus souvent caractérisé par le nombre d'oxydation (n.o.) ou le degré d'oxydation (d.o.). Il correspond à la valeur de la charge portée par un ion : exemple Na⁺; n.o = +1. En revanche, dans le cas de corps composés il indique le nombre d'électrons que chaque atome a donné ou reçu par rapport à l'état neutre si les liaisons dans lesquelles ces atomes sont impliqués sont de nature purement ionique (voir liaison ionique). En réalité les liaisons ne sont jamais purement ioniques car elles présentent généralement un caractère partiellement covalent (voir : liaison covalente) ce qui signifie que le transfert de charge est partiel. Le nombre d'oxydation est donc dans ce cas une approximation conceptuelle commode lorsque l'on considère des réactions électrochimiques complexes. Il facilite le suivi des électrons et aide à vérifier qu'ils sont bien conservés. Ceci est particulièrement utile dans l'expression de couples red/ox impliqués dans des réactions d'oxydo-réduction.

Sommaire

1 Définition
2 Notation
3 Règles définissant le nombre d'oxydation: n.o.
- 3.1 Règles générales
- 3.2 Règles usuelles
4 Exemples d’éléments à nombres d'oxydation multiples
- 4.1 Articles connexes

[modifier] Définition

Les atomes sont définis comme ayant un nombre d'oxydation nul, signifiant qu'ils sont électriquement neutres. Les charges positives des protons du noyau équilibrent les charges du nuage d'électrons négatifs qui l'entoure.

Si un atome perd un électron, il possède plus de protons que d'électrons et devient un ion positif. On dit que cet ion a un nombre d'oxydation n.o.= +1.

Réciproquement, si un atome accepte un électron, il devient chargé négativement et son nombre d'oxydation devient n.o.= –1.

En résumé, si un atome ou un ion donne un électron dans une réaction son état d'oxydation est augmenté de 1 ; si un atome accepte un électron, son état d'oxydation est diminué de 1.

[modifier] Notation

Dans les corps composés neutres ou ioniques, les nombres d'oxydation sont notés par des chiffres romains entre parenthèses, placés juste après l'élément concerné afin de tenir compte du transfert partiel d'électrons.

Par exemple, l'oxyde de fer(III) correspond à la formule Fe(III)₂O₃, différent de l'oxyde de fer(II) de formule Fe(II)O.

De même, l'ion tétraoxomanganate(VII) correspond à du manganèse Mn(VII) et à la formule MnO₄^–, appelé encore permanganate.

[modifier] Règles définissant le nombre d'oxydation: n.o.

[modifier] Règles générales

Dans un composé hétéropolyatomique ( composé d’atomes de nature différente ), l’atome ayant le plus d’affinité pour les électrons, c’est à dire le plus électronégatif, est considéré comme recevant les électrons.

Exemple : H₂O correspond à 2 H(+I) et O(-II)

Si le composé est neutre, la somme des n.o. des atomes constitutifs est nulle. En revanche si le composé est ionique, cette somme est égale à la charge de l’ion.

Exemple : SO₄^2- ( ion sulfate) correspond à S(VI) et 4 O(-II)

Dans un composé homopolyatomique ( composé d’atomes de même nature ), le n.o. de chaque atome est nul.

Exemple : O₂ (dioxygène) ; O₃ ( ozone ); N₂ (diazote)

[modifier] Règles usuelles

L’hydrogène engagé dans un corps composé possède dans la quasi-généralité des cas un n.o. = +1 à l’exception des hydrures de métaux tels que NaH ou LiH (hydrure de sodium et de lithium), pour lesquels le n.o.(H) = –1.

L’oxygène engagé est le plus souvent à l’état d’oxydation n.o. = –2 à l’exception des peroxydes caractérisés par la présence d’un pont oxygène O-O qui induit un n.o. = –1 pour chaque oxygène.

Exemple : H₂O₂ qui correspond à H-O-O-H, plus connu sous le nom d’eau oxygénée.

[modifier] Exemples d’éléments à nombres d'oxydation multiples

Le chlore peut avoir plusieurs nombres d'oxydation :

     n.o. = -1      Cl^-    chlorure

     n.o. = 0       Cl₂    dichlore

     n.o. = +1      ClO^-   hypochlorite ou oxochlorate(I) ;  constituant de l’eau de javel.

     n.o. = +3    ClO₂^-    chlorite ou dioxochlorate(III)

     n.o. = +5      ClO₃^-    chlorate ou trioxochlorate(V)
connu pour ses propriétés explosives aux chocs ( KClO₃ : chlorate de potassium )

     n.o. = +7    ClO₄^-    perchlorate ou tétraoxochlorate(VII) 
connu sous la forme de l’acide perchlorique H ClO₄ ;  acide le plus fort qui existe dans l’eau.

Il en est de même pour les autres halogènes, iode et brome à l’exception du fluor qui est plus électronégatif que l’oxygène.

Dans le cas des oxydes de fer :

dans la wustite FeO, il s'agit de fer (+II) ;
dans l'hématite Fe₂O₃, il s'agit de fer (+III) ;
dans la magnétite Fe₃O₄, il s'agit de fer (+II) et de fer (+III): Fe(II)Fe(III)₂O₄