Reaction d'oxydo-reduction

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Reaction d'oxydo-reduction

Réaction d'oxydo-réduction

Une r√©action d'oxydo-r√©duction est une r√©action chimique au cours de laquelle se produit un transfert d'√©lectrons. L'atome qui capte les √©lectrons est appel√© ¬ę oxydant ¬Ľ ; celui qui les c√®de, ¬ę r√©ducteur ¬Ľ.

Les r√©actions d'oxydo-r√©ductions constituent une grande famille comprenant de nombreuses r√©actions chimiques, puisqu'elles interviennent dans les combustions, certains dosages m√©tallurgiques, la corrosion des m√©taux, l'√©lectrochimie ou la respiration cellulaire. Ces r√©actions jouent en particulier un r√īle fondamental en biologie, dans la transformation de l'oxyg√®ne au sein des corps vivants. Elles sont √©galement massivement utilis√©es par l'industrie humaine, √† l'exemple de l'obtention de la fonte √† partir de minerais compos√©s d'oxyde de fer, par r√©duction, puis de fer et d'acier √† partir de la fonte, par oxydation.

Cette variété s'explique par la mobilité, la légèreté et l'omniprésence dans toutes les formes de la matière de l'électron.

Sommaire

Définitions

Première définition

Suite √† des exp√©riences avec le mercure, Lavoisier met en √©vidence en 1772 le r√īle du dioxyg√®ne dans certaines r√©actions d'oxydo-r√©duction. Il pose les premi√®res d√©finitions :

  • L'oxydation signifie ¬ę combinaison avec l'oxyg√®ne ¬Ľ. Par exemple :
2 Hg + O2 ‚Üí Hg2O2
  • Une r√©duction est ¬ę l'extraction d'un m√©tal de son oxyde ¬Ľ, d√©finition d√©j√† utilis√©e en m√©tallurgie. Par exemple :
SO2 ‚Üí S + O2

Dans le langage courant, l'oxydation est la r√©action chimique dans laquelle un compos√© se combine avec un ou plusieurs atomes d'oxyg√®ne. Comme l'oxydation du fer qui produit la rouille :

4Fe + 3O2 ‚Üí 2 Fe2O3.

Ce n'est qu'au XXe si√®cle, apr√®s la d√©couverte de l'√©lectron (J.J. Thomson, 1897) et l'introduction du mod√®le atomique de Bohr (1913) que les r√©actions chimiques ont √©t√© r√©examin√©es √† la lumi√®re de ces nouveaux mod√®les et que des similitudes observ√©es permirent de d√©gager progressivement le concept actuel d'oxydo-r√©duction qui s'exprime en termes de transferts d'√©lectrons.

Définitions plus modernes

Pour faciliter l'étude des réactions, on utilise un outil qui associe (parfois abstraitement) à chaque atome d'un composé un nombre d'oxydation (n.o.) qui symbolise la valeur de la charge portée. (Fe2+ a un nombre d'oxydation de 2.)

  • Une oxydation est une perte d'√©lectrons (donc une augmentation du n.o., les √©lectrons √©tant charg√©s n√©gativement). Par exemple :
Cu ‚Üí Cu2+ + 2 e-
  • Ce don d'√©lectrons ne se produit que s'il existe un corps susceptible de les accepter.
  • Le ph√©nom√®ne inverse (acceptation des √©lectrons) est appel√© la r√©duction.
  • Une r√©duction est un gain d'√©lectrons (donc une diminution du n.o., les √©lectrons √©tant charg√©s n√©gativement). Par exemple :
I2 + 2 e- ‚Üí 2 I-

Ainsi, les ¬ę combinaisons avec l'oxyg√®ne ¬Ľ ne sont qu'un cas particulier des r√©actions d'oxydo-r√©duction. Voici deux r√©actions avec le cuivre :

2Cu + O2 ‚Üí 2CuO
Cu2+ + 2 Cl- ‚Üí CuCl2

La premi√®re combine le cuivre et le dioxyg√®ne tandis que la seconde combine le cuivre et l'ion chlorure. L'ion chlorure et le dioxyg√®ne ont un point commun : ce sont des √©l√©ments plus √©lectron√©gatifs que le cuivre.

L'oxydation d'un corps s'accompagne toujours de la réduction d'un autre (les électrons ne peuvent pas circuler seuls et sont nécessairement captés), on parle d'une réaction d'oxydo-réduction. L'oxydation est une demi-réaction de l'oxydo-réduction et la réduction est l'autre demi-réaction.

Vocabulaire

Prévision du sens d'une réaction d'oxydo-réduction en utilisant la règle du gamma

Dans une oxydo-réduction,

  • l'√©l√©ment qui perd un ou des √©lectron(s) est appel√© ¬ę r√©ducteur ¬Ľ,
  • l'√©l√©ment qui capte un ou des √©lectron(s) est appel√© ¬ę oxydant ¬Ľ.

Le r√©ducteur s'oxyde (r√©action d'oxydation), l'oxydant se r√©duit (r√©action de r√©duction). L'oxydo-r√©duction se compose donc de deux demi-r√©actions : une oxydation et une r√©duction.

  • Oxydation
    r√©ducteur(1) = oxydant(1) + ne- (les fl√®ches n'apparaissent que si la r√©action est totale, quand K > 10 000)
  • R√©duction
    oxydant(2) + ne- = réducteur(2)
  • Oxydo-r√©duction (¬ę somme ¬Ľ de l'oxydation et de la r√©duction)
    oxydant(2) + réducteur(1) → oxydant(1) + réducteur(2)

Exemple :

Ce4+ + e- = Ce3+
Fe2+ = Fe3+ + e-
d'o√Ļ la r√©action bilan :
Ce4+ + Fe2+ ‚Üí Ce3+ + Fe3+

Un r√©ducteur oxyd√© (=forme oxyd√©e) est un oxydant, et un oxydant r√©duit (=forme r√©duite) est un r√©ducteur. On d√©finit ainsi le couple oxydant-r√©ducteur (anciennement appel√© ¬ę couple redox ¬Ľ) qui se compose de l'oxydant et du r√©ducteur conjugu√© (l'oxydant r√©duit). On le note sous la forme : oxydant/r√©ducteur.

Certain compos√©s chimiques peuvent se comporter aussi bien en oxydant qu'en r√©ducteur. C'est notamment le cas de l'eau oxyg√©n√©e, dont on dit qu'elle se dismute, et qui par cons√©quent ne peut √™tre conserv√©e longtemps :

H2O2 = 2H+ + O2 + 2e- (oxydation)
H2O2 + 2H+ + 2e- = 2H2O (réduction)

Soit au final :

2H2O2 → 2H2O + O2 (oxydo-réduction)

On a par exemple les couples oxydant-r√©ducteur Cu2+/Cu et Zn2+/Zn, qui donnent la r√©action en solution aqueuse :

Zn(s) + Cu2+(aq) → Zn2+(aq) + Cu(s) (oxydo-réduction)

Cette r√©action peut se d√©composer en une r√©duction et une oxydation :

Zn(s) = Zn2+(aq) + 2e- (oxydation)
Cu2+(aq) + 2e- = Cu(s) (réduction)

Les deux demi-réactions d'oxydation et de réduction peuvent réellement être séparées dans certains cas (c'est-à-dire qu'elles ne se produisent pas au même endroit), ce qui permet de générer un courant électrique (c'est ce qui se passe dans les piles électriques). Dans les autres cas, par exemple dans l'exemple donné, elles n'ont qu'un intérêt formel (les électrons libres n'existent pas dans l'eau).

√Čquilibre des √©quations de r√©action

Article d√©taill√© : √Čquation chimique.

Une réaction d'oxydo-réduction doit être équilibrée pour assurer un décompte exact des électrons en jeu. Il y a parfois des réactions complexes qui nécessitent d'équilibrer les coefficients stoechiométriques des demi-équations. Il faut parfois ajouter des molécules ou des ions en solution (en fonction du milieu) pour équilibrer.

Par exemple pour la r√©action entre le permanganate de potassium (couple MnO4-/Mn2+) et une solution de fer (couple Fe3+/Fe2+) :

(Fe2+ = Fe3+ + e-)x5
MnO4- + 8H+ + 5e- ‚Üí Mn2+ + 4H2O
MnO4- + 8H+ + 5Fe2+ ‚Üí Mn2+ + 4H2O + 5Fe3+

√Čquilibrer la r√©action redox, c'est √©galement combiner lin√©airement les demi-r√©actions (oxydation et r√©duction) de mani√®re que le nombre d'√©lectrons donn√©s soit exactement le nombre d'√©lectrons accept√©s : la r√©action redox est un √©change strict d'√©lectrons (thermodynamiquement favorable).

Par exemple :

Fe = Fe3+ + 3e- ;
O2 + 4 e- ‚Üí 2 O2-

Dans le cas pr√©sent, il s'agit de trouver le plus petit commun multiple de 3 et de 4, soit 12, de mani√®re √† avoir un bilan d'√©change strict : il faut donc combiner 4 fois la premi√®re demi-r√©action (le fer va fournir 12 √©lectrons) avec 3 fois la seconde demi-r√©action (le dioxyg√®ne va accepter 12 √©lectrons), soit :

4 Fe + 3O2 ‚Üí 4 Fe3+ + 6 O2-

C'est l'échange d'électrons qui constitue le phénomène redox.

Ensuite, il se produit une attraction √©lectrostatique : les charges positives et les charges n√©gatives s'attirent et se disposent de mani√®re √† former un cristal ionique neutre :

4 Fe3+ + 6 O2- ‚Üí 2 Fe2O3

Ceci n'est pas une réaction chimique à proprement parler, mais une réécriture correspondant à l'attraction statique dans le cristal ionique (une hématite).

Potentiel d'oxydo-réduction

Article d√©taill√© : Potentiel d'oxydo-r√©duction.

Le caract√®re ¬ę oxydant ¬Ľ ou ¬ę r√©ducteur ¬Ľ est relatif dans le cadre d'une r√©action chimique. Un √©l√©ment r√©ducteur dans une r√©action peut √™tre oxydant dans une autre. Mais il est possible de construire une √©chelle de force oxydante (ou, dans l'autre sens, de force r√©ductrice) : c'est le potentiel d'oxydo-r√©duction, qui se mesure en volt. En outre, ce potentiel peut d√©pendre du contexte chimique et notamment du pH, et m√™me du contexte physique : les effets de la lumi√®re sont mis √† profit aussi bien par la nature dans la photosynth√®se, que par l'homme dans la photographie.

Principaux couples d'oxydants-réducteurs

Tous les couples d'oxydant-r√©ducteur s'√©crivent sous la forme Ox/Red. Ils sont class√©s de l'oxydant le plus fort au plus faible, ou du r√©ducteur le plus faible au plus fort, et on indique la valeur de leur potentiel en volt (√† 25 ¬įC et √† 101,3 kPa).

Exemples couples d'oxydant-réducteur
Oxydant/Réducteur E0 (V)
\scriptstyleF2 / F- +2,87
\scriptstyleS2O82- / SO42- +2,01
\scriptstyleH2O2 / H2O +1,77
\scriptstyleMnO4- / MnO2 +1,69
\scriptstyleMnO4- / Mn2+ +1,51
\scriptstyleAu3+ / Au +1,50
\scriptstylePbO2 / Pb2+ +1,45
\scriptstyleCl2 / Cl- +1,36
\scriptstyleCr2O72- / Cr3+ +1,33
\scriptstyleMnO2 / Mn2+ +1,23
\scriptstyleO2 / H2O +1,23
\scriptstyleBr2 / Br- +1,08
\scriptstyleNO3- / NO +0,96
\scriptstyleHg2+ / Hg +0,85
\scriptstyleNO3- / NO2- +0,84
\scriptstyleAg+ / Ag +0,80
\scriptstyleFe3+ / Fe2+ +0,77
\scriptstyleO2 / H2O2 +0,68
\scriptstyleI2 / I- +0,62
\scriptstyleCu2+ / Cu +0,34
\scriptstyleCH3CHO / C2H5OH +0,19
\scriptstyleSO42- / SO2 +0,17
\scriptstyleS4O62- / S2O32- +0,09
\scriptstyleH+ / H2 +0,00
\scriptstyleCH3CO2H / CH3CHO -0,12
\scriptstylePb2+ / Pb -0,13
\scriptstyleSn2+ / Sn -0,14
\scriptstyleNi2+ / Ni -0,23
\scriptstyleCd2+ / Cd -0,40
\scriptstyleFe2+ / Fe -0,44
\scriptstyleZn2+ / Zn -0,76
\scriptstyleAl3+ / Al -1,66
\scriptstyleMg2+ / Mg -2,37
\scriptstyleNa+ / Na -2,71
\scriptstyleCa2+ / Ca -2,87
\scriptstyleK+ / K -2,92
\scriptstyleLi+ / Li -3,05

Le corps humain se sert √©galement des r√©actions d'oxydo-r√©duction pour des processus de biosynth√®se, telle la biosynth√®se des acides gras, la cha√ģne respiratoire mitochondriale ou la n√©oglucogen√®se. Les couples les plus utilis√©s sont notamment :

Réactions d'oxydo-réduction sans transfert évident d'électrons

Position du problème

Dans certaines réactions d'oxydo-réduction, notamment en phase sèche (c'est-à-dire en milieu non aqueux, souvent à haute température), il n'y a pas de transfert évident d'électrons. On peut citer par exemple le cas de la combustion du dihydrogène dans le dioxygène de l'air:

2 H2 + O2 ‚Üí 2 H2O (gaz)

Selon la définition ancienne (voir plus haut), l'élément hydrogène, qui s'est combiné avec l'élément oxygène, a subi une oxydation.

Mais les réactifs H2 et O2, et le produit H2O sont des molécules; aucun ion, qui permettrait une interprétation en termes de transfert d'électrons, n'est présent dans les espèces chimiques impliquées.

Généralisation de la notion de transfert d'électrons

Pour résoudre le problème, il faut faire appel à l'électronégativité d'un élément. Cette grandeur caractérise la capacité d'un atome de l'élément à capter un ou plusieurs électrons pour se transformer en ion négatif. Dans les molécules, les atomes sont liés par des liaisons covalentes.

Formation d'une liaison chimique et électronégativité

1. Atomes de m√™me √©lectron√©gativit√© : liaison covalente

Au sens strict, une liaison covalente r√©sulte de la mise en commun d'une ou plusieurs paires d'√©lectrons (doublets partag√©s ou doublets liants) entre deux atomes identiques (cas des liaisons entre atomes dans les mol√©cules H2 et O2 de l'exemple pr√©c√©dent), donc de m√™me √©lectron√©gativit√©. Les doublets sont √©quitablement partag√©s entre les deux atomes : ceux-ci restent √©lectriquement neutres.

Exemple : mol√©cule H2 ; atomes s√©par√©s H ‚ÄĘ        ‚ÄĘ H ; atomes li√©s H  [:]  H ; le doublet liant [:] est (en moyenne) √† √©gale distance des deux atomes H .

2. Atomes d'√©lectron√©gativit√©s diff√©rentes : liaisons ionique, covalente polaris√©e, iono-covalente

2.1 Transfert total d'√©lectrons entre les atomes : formation d'une liaison ionique

Lorsque la diff√©rence d'√©lectron√©gativit√© őĒEn entre les atomes est importante (typiquement őĒEn > 2), les √©lectrons de liaison sont fortement d√©plac√©s vers l'atome le plus √©lectron√©gatif qui les accapare presque totalement : ce transfert pratiquement total d'√©lectrons fait de cet atome un ion n√©gatif (ou anion) et de l'autre atome un ion positif (ou cation). Comme il n'y a plus √† proprement parler de mise en commun d'√©lectrons, il n'y a plus de liaison covalente. La liaison chimique est ici une liaison entre ions ou liaison ionique. Ce type de liaison est un cas limite, jamais atteint √† 100%.

Exemple : cristal NaCl - Cl est beaucoup plus √©lectron√©gatif que Na - atomes s√©par√©s Na ‚ÄĘ        ‚ÄĘ Cl ; liaison : Cl accapare le doublet d'√©lectrons : Na  :Cl
=> Cl a gagn√© l'√©lectron perdu par Na : liaison entre un ion Cl- et un ion Na+.

2.2 Transfert √©lectronique partiel : liaison covalente polaris√©e, liaison iono-covalente

Si la diff√©rence d'√©lectron√©gativit√© est plus faible, le transfert d'√©lectrons entre les deux atomes n'est plus total, mais le transfert partiel de charge n√©gative vers l'atome le plus √©lectron√©gatif produit un exc√©dent de charge n√©gative sur cet atome (qui porte alors une charge partielle n√©gative, not√©e őī-) et un d√©ficit de charge n√©gative sur l'autre atome (qui porte alors une charge partielle positive, not√©e őī+); la liaison entre les atomes est une liaison covalente polaris√©e (lorsque la polarisation est mod√©r√©e) ou iono-covalente (liaison au caract√®re ¬ę semi-ionique ¬Ľ, lorsque la polarisation est notable, typiquement pour 1 < őĒEn < 2).

Exemple : mol√©cule HCl - Cl est plus √©lectron√©gatif que H : dans la mol√©cule HCl, le doublet liant est d√©cal√© vers Cl : H     [:] Cl .


R√©capitulatif : formation d'une liaison chimique
Type de liaison Transfert électronique
entre atomes
 Position moyenne du doublet
[:] = doublet liant
Modèle
 (doublet liant = ‚ÄĒ‚ÄĒ )
covalente
aucun
H      [:]      H
H ‚ÄĒ‚ÄĒ H
covalente polarisée
ou
iono-covalente
partiel
H          [:]  Cl
őī+H ‚ÄĒ‚ÄĒ Clőī-
ionique
 (attraction √©lectrostatique)
total
Na            :Cl
Na+Cl-

Transfert total d'électrons

Envisageons la combustion du sodium (Na) dans le dioxygène:

4 Na + O2 ‚Üí 2 Na2O

L'√©l√©ment O est beaucoup plus √©lectron√©gatif que l'√©l√©ment Na : le transfert d'√©lectrons est pratiquement total; on peut appliquer √† Na2O le mod√®le ionique : ce compos√© est constitu√© d'ions Na+ et O2-.
L'interpr√©tation de la r√©action en termes d'oxydo-r√©duction ne pose pas de probl√®me :

Na = Na+ + e- ; Na perd un √©lectron, il est oxyd√©.
O + 2e- = O2- ; O capte des √©lectrons, il est r√©duit.

Transfert total fictif

  • Par convention, on d√©cide d'appliquer la m√™me m√©thode aux compos√©s covalents.
  • Pour cela, on attribue d'une mani√®re fictive tous les √©lectrons de liaison √† l'atome de l'√©l√©ment le plus √©lectron√©gatif.
  • On est ainsi ramen√© au cas pr√©c√©dent : le transfert partiel d'√©lectrons est fictivement consid√©r√© comme total.

Application à la réaction 2 H2 + O2 → 2 H2O

Dans la mol√©cule d'eau, les √©lectrons de liaison sont attribu√©s √† l'atome O, le plus √©lectron√©gatif. L'eau devient un compos√© ionique fictif, constitu√© d'ions fictifs H+ et O2-. La r√©action s'interpr√®te alors comme dans le cas pr√©c√©dent :

H = H+ + e- ; H perd un √©lectron, il est oxyd√©.
O + 2e- = O2- ; O gagne des √©lectrons, il est r√©duit.

Nombre d'oxydation d'un élément

La charge de chaque ion fictif représente le nombre d'oxydation (n.o.) ou degré d'oxydation (d.o.) de l'élément dans l'espèce chimique considérée.

On l'exprime en chiffres romains pour le différencier de la charge d'un ion réel.

  • Dans la mol√©cule H2O :
n.o. de l'élément H = charge de l'ion fictif H+ = +I.
n.o. de l'élément O = charge de l'ion fictif O2- = - II.
  • Dans les mol√©cules sym√©triques H2 et O2, la charge de chaque atome est nulle et le n.o. de chaque √©l√©ment est √©gal √† z√©ro :
n.o. = 0 (il n'existe pas de chiffre romain pour représenter le zéro).
  • Au cours de la r√©action :
H est oxydé, et son n.o. a augmenté de 0 à +I
O est réduit, et son n.o. a diminué de 0 à -II

Généralisation de l'oxydo-réduction

  • Toute augmentation (en valeur alg√©brique) du n.o. est une oxydation
  • Toute diminution (en valeur alg√©brique) du n.o. est une r√©duction

Cette définition est plus générale que celle se limitant à des échanges réels d'électrons. Elle est applicable aussi bien à un transfert partiel qu'à un transfert total d'électrons.

Utilisation des nombres d'oxydation

1. Reconna√ģtre les r√©actions d'oxydo-r√©duction

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

  • R√©action 1 : H2 + Cl2 ‚Üí 2 HCl (gaz)
r√©actifs - dans les mol√©cules sym√©triques H2 et Cl2 : n.o.(H)= 0; n.o.(Cl)= 0.
produit - dans la mol√©cule HCl, Cl est plus √©lectron√©gatif que H; le mod√®le ionique fictif de la mol√©cule est H+Cl- : n.o.(H)= +I et n.o.(Cl)= -I.

Au cours de la r√©action, le n.o.(H) augmente de 0 √† +I et le n.o.(Cl) diminue de 0 √† -I : cette r√©action est une r√©action d'oxydo-r√©duction.

  • R√©action 2 : CaO + 2 HCl ‚Üí CaCl2 + H2O

Extrait de l'√©chelle d'√©lectron√©gativit√© des √©l√©ments (par ordre d'√©lectron√©gativit√© d√©croissante) : O > Cl > H > Ca (voir √©chelle de Pauling).

r√©actifs - CaO est un compos√© ionique de mod√®le Ca2+O2- : n.o.(Ca)= +II et n.o.(O)= -II. Dans HCl (voir r√©action 1) : n.o.(H) = +I et n.o.(Cl)= -I.
produits - CaCl2 est un compos√© ionique de mod√®le Ca2+2Cl- : n.o.(Ca)= +II et n.o.(Cl)= -I; mod√®le ionique fictif de la mol√©cule H2O : 2 H+O2- : n.o.(H)= +I et n.o.(O)= -II.

Au cours de la r√©action, aucune variation de n.o. n'est observ√©e : cette r√©action n'est pas une r√©action d'oxydo-r√©duction.

2. Equilibrer les équations-bilans de réactions d'oxydo-réduction

Les variations des n.o., not√©es őĒn.o., correspondent √† un transfert de charges des r√©ducteurs vers les oxydants.
La charge totale gagnée par les oxydants est donc égale à la charge totale cédée par les réducteurs.
Exemple
Equilibrer l'√©quation suivante : HCl + O2 ‚Üí Cl2 + H2O; soit : x HCl + y O2 ‚Üí z Cl2 + t H2O.
Pour la commodité des calculs, on peut provisoirement représenter les n.o. par des chiffres arabes.

  • r√©actifs - dans HCl : n.o.(H) = +1 et n.o.(Cl) = -1 (voir 1. r√©action 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. r√©action 2).

Au cours de la r√©action :

  • n.o.(H) ne varie pas => őĒn.o.(H) = 0; n.o.(Cl) augmente de -1 √† 0 => őĒn.o.(Cl) = 0 - (-1) = +1; n.o. (O) diminue de 0 √† -2 => őĒn.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 √©changent avec 2y atomes O => x √ó | őĒn.o.(Cl) | = 2y √ó | őĒn.o.(O) |, soit : x √ó 1 = 2y √ó 2, ou x = 4y .
On choisit les coefficients entiers les plus petits possibles, soit y = 1 d'o√Ļ x = 4 ; les valeurs de z et t en d√©coulent (conservation des √©l√©ments) :

  • √©quation-bilan √©quilibr√©e : 4 HCl + O2 ‚Üí 2 Cl2 + 2 H2O .

Remarque - Dans le cas g√©n√©ral o√Ļ les mutiplicateurs a, b, ... des coefficients x, y, ... des r√©actifs sont tous diff√©rents de 1, on calcule le plus petit commun multiple (ppcm) P de ces mutiplicateurs. On √©crit ensuite : ax = by = ... = P.

3. Nommer certains composés chimiques

L'écriture des formules et la dénomination des composés chimiques sont codifiées par l'UICPA.
Les n.o. sont utilisés dans la nomenclature principalement lorsqu'un élément peut présenter plusieurs états d'oxydation.

Quelques cas

3.1. Cations monoatomiques
On nomme les cations monoatomiques en ajoutant entre parenth√®ses apr√®s le nom de l'√©l√©ment, soit le nombre de charge appropri√© suivi du signe plus, soit le nombre d'oxydation (chiffre romain). Le nom est pr√©c√©d√© du terme ¬ę ion ¬Ľ ou ¬ę cation ¬Ľ.
Exemples
Na+ : ion sodium(1+) ou cation sodium(I) ; Ca2+ : ion calcium(2+) ou cation calcium(II) ; Al3+ : ion aluminium(3+) ou cation aluminium(III).

  • Les √©l√©ments sodium, calcium et aluminium ne pr√©sentent qu'un seul degr√© d'oxydation; il n'y a donc pas d'ambigu√Įt√© sur la charge du cation, on peut l'omettre dans le nom :
Na+ = ion sodium ; Ca2+ = ion calcium ; Al3+ = ion aluminium.
  • L'√©l√©ment fer pr√©sente plusieurs degr√©s d'oxydation : Fe2+ = ion fer(2+) ou cation fer(II) ; Fe3+ = ion fer(3+) ou cation fer(III).

3.2. Composés solides

D'une manière générale, les noms des composés chimiques sont basés sur les proportions de leurs constituants.

a) Cristaux ioniques

Remarque pr√©liminaire : les proportions des ions constituant un cristal sont d√©termin√©es par la condition de neutralit√© √©lectrique de l'ensemble.

  • CaCl2 - mod√®le : Ca2+2Cl- ; 1 ion Ca2+ pour 2 ions Cl- ; nom = dichlorure de monocalcium.

R√®gle : le pr√©fixe ¬ę mono- ¬Ľ est toujours omis, sauf pour √©viter des confusions.
CaCl2 : dichlorure de calcium ; une deuxi√®me simplification est encore envisageable :
Recommandation : si les compos√©s contiennent des √©l√©ments tels qu'il n'est pas n√©cessaire de pr√©ciser les proportions, par exemple quand le degr√© d'oxydation est habituellement invariant, ces proportions n'ont pas besoin d'√™tre fournies.
CaCl2 est le seul compos√© constitu√© des √©l√©ments Ca et Cl : nom = chlorure de calcium, pr√©f√©r√© √† dichlorure de calcium.

  • NaCl - mod√®le : Na+Cl- ; NaCl est le seul compos√© constitu√© des √©l√©ments Na et Cl : nom = chlorure de sodium.

b) Cristaux iono-covalents

  • AlCl3 - AlCl3 est le seul compos√© constitu√© des √©l√©ments Al et Cl : nom = chlorure d'aluminium.
  • Oxydes de fer - Fe pr√©sente deux degr√©s d'oxydation : II et III ; il existe trois oxydes diff√©rents : Fe2O3 , FeO et Fe3O4 .
Formule de l'oxyde Proportion des constituants Nom Modèle ionique fictif Nom basé sur les n.o. de Fe
Fe2O3
 3 atomes O pour 2 atomes Fe
trioxyde de difer
2Fe3+3O2-
oxyde de fer(III)
FeO
1 atome O pour 1 atome Fe
monoxyde de fer
(comparer √† CO : monoxyde de carbone)
Fe2+O2-
oxyde de fer(II)
Fe3O4
4 atomes O pour 3 atomes Fe
tétraoxyde de trifer
Fe2+2Fe3+4O2-
c'est un oxyde mixte
oxyde de fer(II) et de fer(III)

Bibliographie

  • Henry Guerlac (1961) Lavoisier ‚ÄĒ the crucial year: The background and origin of his first experiments on combustion in 1772
  • Sch√ľring, J., Schulz, H. D., Fischer, W. R., B√∂ttcher, J., Duijnisveld, W. H. (editors)(1999). Redox: Fundamentals, Processes and Applications, Springer-Verlag, Heidelberg, 246 pp. ISBN 978-3540665281 (pdf pesant 3,6 Mo)
  • Paul Arnaud - Cours de chimie physique - 3√® √©dition - Dunod - ISBN 2 10 001640 7
  • Maurice Bernard - Cours de chimie min√©rale - 2√® √©dition - Dunod - ISBN 2 10 002067 6
  • International Union of Pure and Applied Chemistry (IUPAC) - Nomenclature of Inorganic Chemistry - Recommendations 1990 - Blackwell Science - ISBN 0-632-02494-1

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