Détermination du nombre d'oxydation
Pour déterminer le nombre d'oxydation d'un atome dans une espèce chimique, on retiendra les quelques règles qui suivent :
Isoler les espèces chimiques covalentes. Par exemple le permanganate de potassium \(\textrm{KMnO}_4\) sera traité comme 2 ions, l'ion potassium \(\textrm K^+\) de n.o égal à +I et l'ion permangantate \(\textrm{MnO}_4^-\), espèce covalente.
Établir la structure de LEWIS des espèces covalentes en faisant apparaître tous les électrons de valence (doublets de liaisons et doublets libres).
Attribuer les électrons d'une liaison à l'atome le plus électronégatif. Quand les électronégativités de 2 atomes liés sont identiques, les électrons sont partagés entre les 2 atomes à parts égales.
Le nombre d'oxydation de chaque atome est alors égal à la différence entre le nombre d'électrons de valence à l'état atomique fondamental et le nombre d'électrons qui lui a été attribué à la suite de cette nouvelle répartition.
Vous pouvez retenir ces règles mais le mieux est encore d'examiner les animations qui suivent. Elles montrent comment déterminer les n.o. des atomes pour des molécules et des ions. Chacun de ces exemples constitue un cas particulier et il est nécessaire de tous les examiner successivement.
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A l'examen des exemples qui vous ont été proposés, les règles énoncées peuvent être le plus souvent remplacées par l'utilisation de quelques conventions simples qui ne nécessitent pas l'établissement assez fastidieux de la structure de LEWIS.
Règle : Règles rapides
La somme des n.o. de tous les éléments d'un composé chimique est égale à la charge portée par ce composé. On en déduit en particulier :
Corps simple : n.o. = 0 (ex : \(\textrm{Na}\), \(\textrm{O}_2\))
Ion simple : n.o. = charge de l'ion (ex : \(\textrm{Na}^+\textrm{(+ I)}\), \(\textrm{S}^{2-}\textrm{(- II)}\))
Dans un corps composé :
Le n.o. de l'oxygène est en général égal à - 2 (- II)
Le n.o. de l'hydrogène est en général égal à + 1 (+ I)
Complément : Exceptions
H(-I) dans les hydrures de métaux comme \(\textrm{NaH}\)
O(-I) dans les peroxydes comme \(\textrm{H}_2\textrm{O}_2\) (2 atomes d'oxygène liés)
Certains éléments peuvent avoir des n.o. différents dans un même composé.
L'animation ci-jointe donne un exemple de la détermination d'un nombre d'oxydation en utilisant ces conventions.
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Exemple :
\(\textrm{Cr}^{3+}\) : n.o. = + III
\(\textrm{O}_2\) : n.o. = 0
\(\textrm{Cr}_2\textrm{O}_7^{2-}\) : 2 n.o + 7 x (-2) = - 2 d'où : n.o. de Cr : + VI
\(\textrm{H}_2\textrm{O}_2\) : n.o. de O = - I (cf. exceptions)
On a vu que des atomes d'un même élément pouvaient être présents à différents états d'oxydation dans la même espèce chimique (voir par exemple les n.o. du soufre dans l'ion thiosulfate). Les règles rapides précédentes ne permettent pas d'atteindre cette information. Ces règles donnent alors parfois des valeurs non entières de n.o.
Exemple :
Pour l'ion thiosulfate \(\textrm S_2\textrm O_3^{2-}\), les n.o. des atomes d'oxygène sont tous égaux à - II. Soit \(y\), le n.o. du soufre, on a \(2 y + 3 \times (-2) = - 2\) d'où \(y = 2\). La valeur 2 constitue une valeur moyenne du n.o. du soufre dans le thiosulfate.
Un autre exemple souvent évoqué concerne l'espèce \(\textrm{Fe}_3\textrm O_4\) . On trouve dans ce cas un n.o. moyen du fer égal à \(\frac{8}{3}\). En fait, ce résultat s'interprète en considérant que dans le cristal \(\textrm{Fe}_3\textrm O_4\) , un ion fer sur trois est \(\textrm{Fe}^{2+}\) et deux ions fer sur trois sont \(\textrm{Fe}^{3+}\).