REVIZ.fr – Nombre d'oxydation d'un élément

Niveau : première
Matière : chimie (l’énergie électrique en chimie)

L’électronégativité traduit la tendance qu’a un atome (lié à un autre atome) à attirer à lui le ou les doublet(s) de la liaison. L’électronégativité est toujours positive.

Remarque : l’électronégativité d’un atome dépend de l’influence des atomes voisins.

Electronégativité et tableau périodique

L’électronégativité augmente de la gauche vers la droite d’une période donnée (= ligne), et du bas vers le haut d’une colonne. Ce phénomène est représenté par le tableau d’électronégativité de Pauling :

Influence de la structure électronique

L’électronégativité des alcalino-terreux (1ère et 2ème colonnes, à l’exception de l’hydrogène) est très faible. Ces atomes ont tendance à céder 1 ou 2 électrons pour devenir des cations de même structure électronique que le gaz noble (dernière colonne) qui les précède.

A l’inverse, les halogènes (avant-dernière colonne + oxygène + soufre …) ont tendance à capter 1 ou 2 électrons pour devenir des anions et acquérir ainsi la même structure électronique que lae gaz noble qui les suit.

Polarisation d’une liaison covalente

Une liaison covalente est dite polarisée si son ou ses doublet(s) liant(s) ne sont pas répartis uniformément entre ses atomes. Il apparaît alors une charge positive + sur l’un des atomes et une charge – sur l’autre atome.

Pour savoir si une liaison est polarisée, on calcule la différence d’électronégativité entre les 2 atomes qui la constituent :

  • si < 0,8 : la liaison n’est pas polarisée
  • si [ 0,8 ; 2 ], la liaison covalente est polarisée.
    exemple : liaison H-Cl
  • si > 2, la liaison est ionique. L’un des atomes devient un anion, l’autre un cation.
    exemple : la liaison Na-Cl donne Na+ + Cl
  • les liaisons symétriques ne sont pas polarisées.
    exemples : H2, Cl2, O2

Le nombre d’oxydation indique l’état d’oxydation d’un élément dans une espèce chimique donnée.
On le note en chiffres romains précédés du signe + ou -.

Cas d’un ion monoatomique

Le nombre d’oxydation d’un ion monoatomique est égal à sa charge électrique, mesurée en charge élémentaire e. exemples :

Pour l’ion Na+, n.o.(Na) = +I

Pour l’ion O2-, n.o.(O) = -II

Cas d’un édifice polyatomique

Dans un édifice polyatomique, lorsque deux éléments sont liés par une liaison covalente, on attribue les électrons de cette liaison à l’élément le plus électronégatif. Le nombre d’oxydation des éléments de l’édifice est alors égal à la charge fictive qui leur est attribuée, mesurée en charge élémentaire e. Dans un édifice covalent, la conservation de la charge implique que la charge globale de l’édifice soit égale à la somme algébrique des nombres d’oxydation de chaque élément présnet dans la formule de l’édifice.

Dans la plupart des composés oxygénés, l’oxygène est lié à des éléments moins électronégatifs que lui.

En général, n.o.(O) = -II

Dans la plupart des composés hydrogénés, l’hydrogène est lié à des éléments plus électronégatifs que lui.

En général, n.o.(H) = +I

Une espèce chimique subit une oxydation quand le nombre d’oxydation d’un de ses éléments augmente.
Une espèce chimique subit une réduction quand le nombre d’oxydation d’un de ses éléments diminue.

Raisonnement en terme d’oxydant et de réducteur

Un oxydant est une espèce chimique qui contient un élément dont le nombre d’oxydation peut diminuer.
Un réducteur est une espèce chimique qui contient un élément sont le nombre d’oxydation peut augmenter.

Nombre d’oxydation et couple redox

Dans un couple redox, il y a variation du nombre d’oxydation d’un seul élément entre l’oxydant et son réducteur conjugué. Dans la forme oxydée, le n.o. de cet élément est supérieur à son n.o. de la forme réduite.

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