Électrochimie

Le numéro d'oxydation 氧化数 (aussi appelé état d'oxydation) indique combien d'électrons 电子 un atome a perdus ou gagnés par rapport à l'élément libre. On le calcule selon des règles simples :

• un élément non combiné a un numéro d'oxydation de $0$.
• un ion simple a un nombre d'oxydation égal à sa charge (donc $\text{Mg}^{2+}$ est $+2$).
• Le groupe 1 est toujours $+1$, le groupe 2 est toujours $+2$.
• l'hydrogène est $+1$ (mais $-1$ dans les hydrures métalliques).
• l'oxygène est $-2$ (mais $-1$ dans les peroxydes).
• le fluor est toujours $-1$.
• les nombres d'oxydation dans un composé neutre s'additionnent pour faire $0$ ; dans un ion, ils s'additionnent à la charge.

Un chiffre romain indique l'ampleur du nombre d'oxydation d'un élément, par exemple fer(II) signifie $+2$ et manganèse(VII) dans $\text{KMnO}_4$ signifie $+7$.

Exemple résolu. Trouver le nombre d'oxydation du soufre dans l'ion sulfate, $\text{SO}_4^{2-}$.

Chaque oxygène est $-2$, donc les quatre oxygènes donnent $4 \times (-2) = -8$. Dans un ion, les nombres s'additionnent à la charge, ici $-2$. Si le soufre est $x$ :

Exemple résolu. Trouver le nombre d'oxydation de l'azote dans l'ion nitrate, $\text{NO}_3^-$.

Une réaction redox 氧化还原 est une réaction où des électrons passent d'une espèce à une autre.

• l'oxydation 氧化 est la perte d'électrons. Le nombre d'oxydation augmente.
• la réduction 还原 est le gain d'électrons. Le nombre d'oxydation diminue.

Une astuce mnémotechnique utile est OIL RIG : Oxidation Is Loss (Oxydation est Perte), Reduction Is Gain (Réduction est Gain).

L'oxydation et la réduction se produisent toujours ensemble, car les électrons perdus par une espèce sont gagnés par une autre. Ce transfert d'électrons 电子转移 est pourquoi nous l'appelons une réaction redox.

Les changements de nombre d'oxydation vous aident à équilibrer une équation redox :

1. trouver l'élément dont le nombre d'oxydation augmente (il est oxydé) et celui dont le nombre diminue (il est réduit).
2. l'augmentation totale doit être égale à la diminution totale, car chaque électron perdu est gagné quelque part.
3. choisir le rapport des deux espèces pour que l'augmentation et la diminution correspondent, puis équilibrer le reste de l'équation.

Exemple résolu. Équilibrez la réaction du manganate(VII) avec le fer(II) en milieu acide : $\text{MnO}_4^- + \text{Fe}^{2+} + \text{H}^+ \rightarrow \text{Mn}^{2+} + \text{Fe}^{3+} + \text{H}_2\text{O}$.

Le manganèse descend de $+7$ à $+2$ (une baisse de $5$) ; le fer monte de $+2$ à $+3$ (une hausse de $1$). Pour que la baisse totale soit égale à l'augmentation totale, prendre $5$ ions de fer pour chaque $1$ ion permanganate. Puis équilibrer l'oxygène avec de l'eau ($4\,\text{H}_2\text{O}$) et l'hydrogène avec $\text{H}^+$ ($8\,\text{H}^+$) :

Le disproportionnement 歧化 est une réaction redox spéciale dans laquelle le même élément est à la fois oxydé et réduit en même temps. Par exemple, lorsque le chlore réagit avec de l'eau froide, certains atomes de chlore sont réduits (à $\text{Cl}^-$) et d'autres sont oxydés (à $\text{ClO}^-$).

• non agent oxydant 氧化剂 retire des électrons d'une autre espèce. En faisant cela, il est lui-même réduit.
• non agent réducteur 还原剂 donne des électrons à une autre espèce. En faisant cela, il est lui-même oxydé.

Ainsi, dans toute réaction redox, l'agent oxydant provoque l'oxydation de l'autre espèce, tandis que l'agent réducteur provoque la réduction.

• Appliquer les règles des nombres d'oxydation par ordre : O est $-2$ sauf dans les peroxydes ($-1$) ; H est $+1$ sauf dans les hydrures métalliques ($-1$).
• Dans une équation redox, l'augmentation totale est égale à la diminution totale du nombre d'oxydation — utilisez ceci pour fixer le rapport, puis équilibrez O avec $\text{H}_2\text{O}$ et H avec $\text{H}^+$.
• Un agent oxydant est lui-même réduit ; nommez à la fois ce qui est oxydé/réduit et l'agent pour avoir la note complète.
• Le disproportionnement est le même élément à la fois oxydé et réduit — montrez les deux changements de nombre d'oxydation.