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En chimie, l'état d'oxydation, décrit par le nombre d'oxydation (n.o.) ou le degré d'oxydation (d.o.) est un concept servant à caractériser l'état électronique d'un atome dans une espèce chimique (molécule, ion, radical) par rapport à l'état élémentaire neutre servant de référence (n.o = 0).
Dans le cas d'ions monoatomiques, il correspond à la valeur de la charge portée par l'ion (exemple: Na+; n.o = +1).
En revanche, dans le cas des autres espèces chimiques, il indique le nombre formel d'électrons que chaque atome aurait donnés ou reçus par rapport à l'état neutre si les liaisons dans lesquelles ces atomes sont impliqués étaient de nature purement ionique (voir liaison ionique). En réalité, sauf dans le cas ou la différence d'électronégativité entre deux éléments est très importante, les liaisons sont covalentes et présentent un caractère ionique partiel, ce qui signifie qu'il y a un transfert de charge partiel entre les atomes liés. Si l'électronégativité des deux atomes liés est la même (par exemple, si les atomes liés sont un même élément), alors la liaison ne contribue pas au calcul du n.o.
Le nombre d'oxydation est donc une approximation conceptuelle commode lorsque l'on considère les réactions d'oxydo-réduction et les réactions électrochimiques. Il facilite le suivi des électrons et aide à vérifier qu'ils sont bien conservés.
Sommaire |
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.
Dans les espèces chimiques 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 Fe2O3, différent de l'oxyde de fer(II) de formule FeO.
De même, l'ion tétraoxomanganate(VII) correspond à du manganèse Mn(VII) et à la formule MnO4–, appelé encore permanganate.
Exemple : H2O correspond à 2 H(+I) et O(-II)
Exemple : SO42- (ion sulfate) correspond à S(VI) et 4 O(-II)
Exemple : O2 (dioxygène) ; O3 ( ozone ); N2 (diazote)
Cas particulier d'une espèce homopolyatomique ionique : Hg22+ ( ion dimercure(+I) constituant du calomel); n.o(Hg) = +1.
Exemple : C2H6 ou H3C-CH3(éthane), les états d'oxydation sont H(I) et C(-III).
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 :
