Nombre d'oxydation

Les chimistes utilisent les nombres d'oxydation (ou états d'oxydation) pour se représenter le nombre d'électrons que possède en propre un atome au sein d'un composé. Les nombres d'oxydation ne correspondent pas toujours à la répartition réelle des charges au sein des molécules. On calcule les nombres d'oxydation des atomes qui sont impliqués dans des liaisons covalentes ou ioniques.

On va voir ce que représentent les nombres d'oxydation à travers quelques exemples !

Pour indiquer le nombre d'oxydation d'un atome on écrit d'abord son signe ($+$‍ ou $-$‍) puis sa valeur, alors qu'on fait l'inverse pour écrire la charge d'un ion. Les chimistes utilisent les règles suivantes pour déterminer un nombre d'oxydation :

Règle $1.$‍Le nombre d'oxydation d'un atome dans un corps simple élémentaire ou moléculaire est nul.

Règle $2.$‍Dans le cas d'ions monoatomiques (constitués d'un seul type d'atome), le nombre d'oxydation de l'atome est égal à la charge de l'ion.

Règle $3.$‍ Dans les composés : le fluor possède un état d'oxydation égal à $-1$‍ ; l'oxygène a généralement un nombre d'oxydation égal à $-2$‍ (sauf dans les peroxydes où il est égal à $-1$‍ et dans les composés binaires avec le fluor où il est positif) ; et l'hydrogène a habituellement un nombre d'oxydation de $+$‍$1$‍ mis à part pour la forme hydrure, ${\text{ H}}^{-}$‍, pour laquelle la règle 2 s'applique.

Règle $4$‍. Dans les composés, on attribue à tous les atomes un nombre d'oxydation de sorte que la somme algébrique des nombres d'oxydation soit égale à la charge portée par le composé.

On suit les consignes précédentes en partant de la règle $1$‍ et en continuant jusqu'à obtenir un résultat. En avançant ainsi, on détermine les états d'oxydation des atomes dits faciles en premier, puis on procède par élimination pour les atomes les plus compliqués.

${\text{H}}_2$‍ : Ici, on utilise la règle $1$‍. Comme ${\text{H}}_2$‍ est un corps simple, le nombre d'oxydation de $\text{H}$‍ est de $0$‍.

${\text{H}}_2\text{O}$‍ : Les règles $1$‍ et $2$‍ ne s'appliquent pas dans cette situation donc on passe à la suivante. La règle $3$‍ indique que le nombre d'oxydation de l'hydrogène est généralement égal à $+1$‍, sauf dans le cas des hydrures. La molécule ne contient pas d'hydrure mais on peut tout de même utiliser la règle $4$‍ pour vérifier si l'hydrogène possède un état d'oxydation égal à $+1$‍ ou $-1$‍.

La règle $4$‍ stipule que la somme de l'ensemble des nombres d'oxydation d'un composé doit être égale à la charge de celui-ci. De plus la règle $3$‍ indique que le nombre d'oxydation de l'oxygène est généralement égal à $-2$‍. Sachant que l'eau est un composé neutre, la somme des nombres d'oxydation doit être nulle. Si on considère que l'hydrogène est présent sous forme d'hydrure de nombre d'oxydation $-1$‍, la somme des nombres d'oxydation (abrégé n.o. dans le calcul) du composé serait la suivante :

Cela ne semble pas correct ! Alors qu'avec un nombre d'oxydation de $+1$‍ pour l'hydrogène, on aurait la somme suivante : $(-2\times 1)+(+1\times 2)=0$‍, qui est bien ce à quoi on s'attend pour une molécule neutre. A l'aide des règles $3$‍ et $4$‍, on peut donc attribuer à l'atome d'hydrogène dans le composé ${\text{H}}_2\text{O}$‍ un état d'oxydation de $+1$‍.

On connaît désormais la méthodologie à appliquer pour déterminer des nombres d'oxydation. C'est super, mais en quoi les états d'oxydation sont-ils si importants ? Après tout, ils sont quasiment fictifs !

Les chimistes aiment généralement suivre les électrons pour savoir quand ils sont transférés d'un atome à un autre. Dans l'exemple ci-dessus, l'état d'oxydation de l'hydrogène dans ${\text{H}}_2$‍ est différent de celui dans ${\text{H}}_2\text{O}$‍. En comparant les deux états d'oxydation, un chimiste dirait que l'hydrogène dans l'eau possède moins d'électrons par rapport à l'élément hydrogène.

La réaction permettant de produire de l'eau à partir du dihydrogène gazeux et du dioxygène gazeux est la suivante :

Au cours de cette réaction, non seulement des liaisons chimiques sont rompues et de nouvelles sont créées mais ${\text{H}}_2$‍ perd aussi des électrons. Les chimistes utilisent des termes précis pour décrire ce processus de perte ou de gain d'électrons :

L'oxydation est une réaction au cours de laquelle un atome perd un ou plusieurs électrons. Lorsque le nombre d'oxydation d'un élément augmente, cela veut dire qu'il y a une perte d'électrons et que l'élément est oxydé. Dans la réaction ci-dessus, ${\text{H}}_2$‍ est oxydé puisqu'il perd des électrons pour former ${\text{H}}_2\text{O}$‍. Cette perte s'exprime à travers le nombre d'oxydation de l'hydrogène qui passe de $0$‍ à $+1$‍ : comme chaque atome d'hydrogène perd un électron (qui porte une charge négative), son nombre d'oxydation augmente.

On parle de réduction lorsqu'un atome gagne un ou plusieurs électrons. Lorsque le nombre d'oxydation d'un élément diminue, cela signifie qu'il y a un gain d'électrons et que l'élément est réduit. Dans la réaction de formation de l'eau, ${\text{O}}_2$‍ est réduit puisque le nombre d'oxydation de chaque atome d'oxygène passe de $0$‍ à $-2$‍ grâce au gain de $2$‍ électrons chargés négativement.

Voici quelques moyens mnémotechniques permettant de se rappeler ces termes :

$1.$‍ RE GAIN : "La R E duction est un G A I N d'électrons" (et donc l'oxydation est une perte d'électrons)

$2.$‍ "L'oxydANT est gagnA N T, le réductEUR est donnE U R"

Les termes d'agent oxydant et d'agent réducteur sont étroitement liés aux réactions d'oxydation et de réduction.

L'agent réducteur, ou simplement réducteur, est l'espèce chimique qui perd des électrons et qui est oxydée au cours de la réaction chimique. Dans cet exemple, ${\text{H}}_2$‍ est l'agent réducteur de la réaction puisqu'il est oxydé et induit la réduction d'${\text{O}}_2$‍.

L'agent oxydant, ou simplement oxydant, est l'espèce qui gagne des électrons et qui est réduit au cours de la réaction chimique. Dans cette réaction, ${\text{O}}_2$‍ tient le rôle d'agent oxydant puisqu'il est responsable de l'oxydation de l'agent réducteur, ${\text{H}}_2$‍.

Plus d'exemples, dans cette vidéo sur les réactions d'oxydation et de réduction, et cette vidéo sur les agents oxydants et réducteurs.

Les réactions chimiques qui mettent en œuvre des transferts d'électrons sont appelées réactions d'oxydoréduction ou réactions redox. Les changements d'états d'oxydation sont un signe qu'un transfert d'électron a lieu. Lors de toute réaction redox, il y a simultanément une réduction et une oxydation.

Beaucoup de réactions telles que la combustion et la réaction de déplacement simple, voire certaines réactions de synthèse ou de décomposition, sont en réalité des réactions redox. Les nombres d'oxydation et les réactions redox sont des concepts importants pour les cours avancés de chimie mais aussi en biochimie, en électrochimie, en chimie organique ou en chimie inorganique, pour ne citer que ces matières. On ne va pas voir plus en détail les réactions redox dans cet article, mais il faut savoir qu'être à l'aise avec les nombres d'oxydation s'avère très utile !

Les chimistes utilisent les nombres d'oxydation (ou états d'oxydation) pour se représenter la répartition des électrons au sein d'un composé. La détermination du nombre d'oxydation d'un atome dans un composé répond à un certain nombre de règles. La variation des nombres d'oxydation au cours d'une réaction chimique indiquent qu'un transfert d'électrons a eu lieu. Les réactions au cours desquelles ont lieu ces transferts d'électrons sont appelées réactions redox. Elles comprennent une réaction de réduction (gain d'électrons) et une réaction d'oxydation (perte d'électrons). La substance qui est réduite est appelée agent oxydant et celle qui est oxydée est appelée agent réducteur.