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Oxydant



Oxydant : encyclopédie physique

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Une rĂ©action d'oxydorĂ©duction ou rĂ©action redox est une rĂ©action chimique au cours de laquelle se produit un Ă©change d'Ă©lectrons. L'espèce chimique qui capte les Ă©lectrons est appelĂ©e « oxydant Â» ; celle qui les cède, « rĂ©ducteur Â»..

Les réactions d'oxydoréduction constituent une grande famille comprenant de nombreuses réactions chimiques, puisqu'elles interviennent dans les combustions, certains dosages métallurgiques, la corrosion des métaux, l'électrochimie ou la respiration cellulaire. Ces réactions jouent en particulier un rôle fondamental en biologie, dans la transformation de l'oxygène au sein des corps vivants. Elles sont également massivement utilisées par l'industrie humaine, à l'exemple de l'obtention de la fonte à partir de minerais composés d'oxyde de fer, par réduction, puis de fer et d'acier à 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.

DĂ©finitions[modifier | modifier le code]

Première définition[modifier | modifier le code]

Ă€ la suite d'expĂ©riences avec le mercure, Lavoisier met en Ă©vidence en 1772 le rĂ´le du dioxygène dans certaines rĂ©actions d'oxydorĂ©duction. Il pose les premières dĂ©finitions :

  • L'oxydation signifie « combinaison avec l'oxygène Â». Par exemple :
2 Hg + O2 → Hg2O2
  • Une rĂ©duction est « l'extraction d'un mĂ©tal de son oxyde Â», dĂ©finition dĂ©jĂ  utilisĂ©e en mĂ©tallurgie. Par exemple :
ZnO + CO → Zn + CO2

Dans le langage courant, l'oxydation est la rĂ©action chimique dans laquelle un composĂ© se combine avec un ou plusieurs atomes d'oxygène. Comme l'oxydation du fer qui produit la rouille :

4 Fe + 3O2 → 2 Fe2O3.

Mais ce n'est qu'au XXe siècle, après la dĂ©couverte de l'Ă©lectron (Joseph John Thomson, 1897) et l'introduction du modèle atomique de Bohr (1913) que les rĂ©actions chimiques sont rĂ©examinĂ©es Ă  la lumière de ces nouveaux modèles et que des similitudes observĂ©es permirent de dĂ©gager progressivement le concept actuel d'oxydorĂ©duction qui s'exprime en termes de transferts d'Ă©lectrons.

Les réactions d'oxydoréduction par voie sèche (échange de dioxygène) sont efficacement décrites par les diagrammes d'Ellingham. En milieu aqueux, on utilise l'équation de Nernst afin d'étudier les aspects thermodynamiques des réactions d'oxydoréduction, et la relation de Butler-Volmer pour en étudier les aspects cinétiques.

DĂ©finitions plus modernes[modifier | modifier le code]

Pour faciliter l'étude des réactions, on utilise comme outil une passoire 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'Ă©lectrons (donc une augmentation du n.o., les Ă©lectrons Ă©tant chargĂ©s nĂ©gativement). Par exemple :
Zn → Zn2+ + 2 e-
  • Ce don d'Ă©lectrons ne se produit que s'il existe un corps susceptible de les accepter.
  • Le phĂ©nomène inverse (acceptation des Ă©lectrons) est appelĂ© la rĂ©duction.
  • Une rĂ©duction est un gain d'Ă©lectrons (donc une diminution du n.o., les Ă©lectrons Ă©tant chargĂ©s nĂ©gativement). Par exemple :
Cu2+ + 2 e- → Cu

Ainsi, les « combinaisons avec l'oxygène Â» ne sont qu'un cas particulier des rĂ©actions d'oxydorĂ©duction. Voici deux rĂ©actions avec le cuivre :

2Cu + O2 → 2CuO
Cu + Cl2 → CuCl2

La première combine le cuivre et le dioxygène tandis que la seconde combine le cuivre et le dichlore. Le chlore et l'oxygène ont un point commun : ce sont des Ă©lĂ©ments plus Ă©lectronĂ©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'oxydoréduction. L'oxydation est une demi-réaction de l'oxydoréduction et la réduction est l'autre demi-réaction.

Vocabulaire[modifier | modifier le code]

Prévision du sens d'une réaction d'oxydoréduction en utilisant la règle du gamma

La première dĂ©finition de rĂ©duction peut mieux se comprendre grâce Ă  l'Ă©tymologie. RĂ©duire vient du latin "reducere" : ramener. La rĂ©duction d'un mĂ©tal, c'est le ramener Ă  son Ă©tat pur.

Dans une rĂ©action d'oxydorĂ©duction :

  • l'Ă©lĂ©ment qui cède un ou des Ă©lectron(s) est appelĂ© « rĂ©ducteur Â» ;
  • l'Ă©lĂ©ment qui capte un ou des Ă©lectron(s) est appelĂ© « oxydant Â».

(on peut utiliser un moyen mnĂ©motechnique : rĂ©ducteur : donneur ; oxydant : gagnant.)

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

  • Oxydation
    rĂ©ducteur(1) = oxydant(1) + ne- (les flèches n'apparaissent que si la rĂ©action est totale, quand K > 10 000)
  • RĂ©duction
    oxydant(2) + ne- = réducteur(2)
  • Oxydo-rĂ©duction (« somme Â» de l'oxydation et de la rĂ©duction)
    oxydant(2) + réducteur(1) → oxydant(1) + réducteur(2)

Exemple :

Ce4+ + e- = Ce3+ (RĂ©duction)
Fe2+ = Fe3+ + e- (Oxydation)
d'oĂą la rĂ©action bilan :
Ce4+ + Fe2+ → Ce3+ + Fe3+

Un rĂ©ducteur oxydĂ© (=forme oxydĂ©e) est un oxydant, et un oxydant rĂ©duit (=forme rĂ©duite) est un rĂ©ducteur. On dĂ©finit ainsi le couple oxydant-rĂ©ducteur (aussi appelĂ© « couple redox Â») qui se compose de l'oxydant et du rĂ©ducteur conjuguĂ© (l'oxydant rĂ©duit). On le note sous la forme : Oxydant / RĂ©ducteur.

En biochimie, et notamment à propos de la synthèse des molécules prébiotiques, on parle de réactions se produisant dans une atmosphère oxydante, c'est-à-dire en présence d'oxygène, par opposition à une atmosphère réductrice, contenant par exemple du gaz carbonique.

Certain composĂ©s chimiques peuvent se comporter aussi bien en oxydant qu'en rĂ©ducteur. C'est notamment le cas de l'eau oxygĂ©nĂ©e, dont on dit qu'elle se dismute, et qui par consĂ©quent ne peut ĂŞtre conservĂ©e longtemps :

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

Soit finalement :

2H2O2 → 2H2O + O2 (oxydoréduction)

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

Zn(s) + Cu2+(aq) → Zn2+(aq) + Cu(s) (oxydoréduction)

Cette réaction peut se décomposer en une réduction (de l'oxydant) et une oxydation (du réducteur):

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).

Équilibre des équations de réaction[modifier | modifier le code]

Article dĂ©taillĂ© : Équation chimique.

Une réaction d'oxydoréduction 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 rĂ©action entre le permanganate de potassium (couple MnO4-/Mn2+) et une solution de fer (couple Fe3+/Fe2+), en milieu acide (prĂ©sence d'ions H+) :

( Fe2+ = Fe3+ + e- ) x5
( MnO4- + 8H+ + 5e- = Mn2+ + 4H2O ) x1

MnO4- + 8H+ + 5Fe2+ = Mn2+ + 4H2O + 5Fe3+

Équilibrer la rĂ©action redox, c'est Ă©galement combiner linĂ©airement les demi-rĂ©actions (oxydation et rĂ©duction) de manière que le nombre d'Ă©lectrons donnĂ©s soit exactement le nombre d'Ă©lectrons acceptĂ©s : la rĂ©action redox est un Ă©change strict d'Ă©lectrons (thermodynamiquement favorable).

Par exemple :

Fe = Fe3+ + 3e- ;
O2 + 4 e- = 2 O2-

Dans le cas prĂ©sent, il s'agit de trouver le plus petit commun multiple de 3 et de 4, soit 12, de manière Ă  avoir un bilan d'Ă©change strict : il faut donc combiner 4 fois la première demi-rĂ©action (le fer va fournir 12 Ă©lectrons) avec 3 fois la seconde demi-rĂ©action (le dioxygène va accepter 12 Ă©lectrons), soit :

4 Fe + 3O2 → 4 Fe3+ + 6 O2-

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

Ensuite, il se produit une attraction Ă©lectrostatique : les charges positives et les charges nĂ©gatives s'attirent et se disposent de manière Ă  former un cristal ionique neutre :

4 Fe3+ + 6 O2- → 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'oxydoréduction[modifier | modifier le code]

Article dĂ©taillĂ© : Potentiel d'oxydorĂ©duction.

Le caractère « oxydant Â» ou « rĂ©ducteur Â» est relatif dans le cadre d'une rĂ©action chimique. Un Ă©lĂ©ment rĂ©ducteur dans une rĂ©action peut ĂŞtre oxydant dans une autre. Mais il est possible de construire une Ă©chelle de force oxydante (ou, dans l'autre sens, de force rĂ©ductrice) : c'est le potentiel d'oxydorĂ©duction, qui se mesure en volt. En outre, ce potentiel peut dĂ©pendre du contexte chimique et notamment du pH, et mĂŞme du contexte physique : les effets de la lumière sont mis Ă  profit aussi bien par la nature dans la photosynthèse, que par l'Homme dans la photographie.

Principaux couples d'oxydants-réducteurs[modifier | modifier le code]

Tous les couples d'oxydant-rĂ©ducteur s'Ă©crivent sous la forme Ox/Red. Ils sont classĂ©s de l'oxydant le plus fort au plus faible, ou du rĂ©ducteur le plus faible au plus fort, et on indique la valeur de leur potentiel en volt (Ă  25 Â°C et Ă  101,3 kPa).

Article dĂ©taillĂ© : Liste de potentiels standard.

Le corps humain se sert Ă©galement des rĂ©actions d'oxydorĂ©duction pour des processus de biosynthèse, telle la biosynthèse des acides gras, la chaĂ®ne respiratoire mitochondriale ou la nĂ©oglucogenèse. Les couples les plus utilisĂ©s sont notamment :

  • NAD+ / NADH,H+
  • NADP+ / NADPH
  • FAD / FADH2

Réactions d'oxydoréduction sans transfert évident d'électrons [1][modifier | modifier le code]

Position du problème[modifier | modifier le code]

Dans certaines réactions d'oxydoréduction, 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 → 2 H2O (gaz)

Selon la définition ancienne, 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[modifier | modifier le code]

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[modifier | modifier le code]

1. Atomes de mĂŞme Ă©lectronĂ©gativitĂ© : liaison covalente

Au sens strict, une liaison covalente rĂ©sulte de la mise en commun d'une ou plusieurs paires d'Ă©lectrons (doublets partagĂ©s ou doublets liants) entre deux atomes identiques (cas des liaisons entre atomes dans les molĂ©cules H2 et O2 de l'exemple prĂ©cĂ©dent), donc de mĂŞme Ă©lectronĂ©gativitĂ©. Les doublets sont Ă©quitablement partagĂ©s entre les deux atomes : ceux-ci restent Ă©lectriquement neutres.

Exemple : molĂ©cule H2 ;
atomes sĂ©parĂ©s H •        • H ;
atomes liĂ©s H  [:]  H ;
Le doublet liant [:] est (en moyenne) Ă  Ă©gale distance des deux atomes H .

2. Atomes d'Ă©lectronĂ©gativitĂ©s diffĂ©rentes : liaisons ionique, covalente polarisĂ©e, iono-covalente

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

Lorsque la diffĂ©rence d'Ă©lectronĂ©gativitĂ© ΔEn entre les atomes est importante (typiquement ΔEn > 2), les Ă©lectrons de liaison sont fortement dĂ©placĂ©s vers l'atome le plus Ă©lectronĂ©gatif qui les accapare presque totalement : ce transfert pratiquement total d'Ă©lectrons fait de cet atome un ion nĂ©gatif (ou anion) et de l'autre atome un ion positif (ou cation). Comme il n'y a plus Ă  proprement parler de mise en commun d'Ă©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 Ă  100 %.

Exemple : cristal NaCl - Cl est beaucoup plus Ă©lectronĂ©gatif que Na - atomes sĂ©parĂ©s Na •        • Cl ; liaison : Cl accapare le doublet d'Ă©lectrons : Na  :Cl
⇒ Cl a gagnĂ© l'Ă©lectron perdu par Na : liaison entre un ion Cl- et un ion Na+.

2.2 Transfert Ă©lectronique partiel : liaison covalente polarisĂ©e, liaison iono-covalente

Si la diffĂ©rence d'Ă©lectronĂ©gativitĂ© est plus faible, le transfert d'Ă©lectrons entre les deux atomes n'est plus total, mais le transfert partiel de charge nĂ©gative vers l'atome le plus Ă©lectronĂ©gatif produit un excĂ©dent de charge nĂ©gative sur cet atome (qui porte alors une charge partielle nĂ©gative, notĂ©e δ-) et un dĂ©ficit de charge nĂ©gative sur l'autre atome (qui porte alors une charge partielle positive, notĂ©e δ+) ; la liaison entre les atomes est une liaison covalente polarisĂ©e (lorsque la polarisation est modĂ©rĂ©e) ou iono-covalente (liaison au caractère « semi-ionique Â», lorsque la polarisation est notable, typiquement pour 1 < ΔEn < 2).

Exemple : molĂ©cule HCl - Cl est plus Ă©lectronĂ©gatif que H : dans la molĂ©cule HCl, le doublet liant est dĂ©calĂ© vers Cl :
H     [:] Cl .


RĂ©capitulatif : formation d'une liaison chimique
Type de liaison Transfert Ă©lectronique
entre atomes
 Position moyenne du doublet
[:] = doublet liant
Modèle
 (doublet liant = —— )
covalente
aucun
H      [:]      H
H —— H
covalente polarisée
ou
iono-covalente
partiel
H          [:]  Cl
δ+H —— Clδ-
ionique
 (attraction Ă©lectrostatique)
total
Na            :Cl
Na+Cl-

Transfert total d'Ă©lectrons[modifier | modifier le code]

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

4 Na + O2 → 2 Na2O

L'Ă©lĂ©ment O est beaucoup plus Ă©lectronĂ©gatif que l'Ă©lĂ©ment Na : le transfert d'Ă©lectrons est pratiquement total; on peut appliquer Ă  Na2O le modèle ionique : ce composĂ© est constituĂ© d'ions Na+ et O2-.
L'interprĂ©tation de la rĂ©action en termes d'oxydorĂ©duction ne pose pas de problème :

Na = Na+ + e- ; Na perd un Ă©lectron, il est oxydĂ©.
O + 2e- = O2- ; O capte des Ă©lectrons, il est rĂ©duit.

Transfert total fictif (virtuel)[modifier | modifier le code]

  • Par convention, on dĂ©cide d'appliquer la mĂŞme mĂ©thode aux composĂ©s covalents.
  • Pour cela, on attribue d'une manière fictive tous les Ă©lectrons de liaison Ă  l'atome de l'Ă©lĂ©ment le plus Ă©lectronĂ©gatif.
  • On est ainsi ramenĂ© au cas prĂ©cĂ©dent : le transfert partiel d'Ă©lectrons est fictivement considĂ©rĂ© comme total.

Application à la réaction 2 H2 + O2 → 2 H2O[modifier | modifier le code]

Dans la molĂ©cule d'eau, les Ă©lectrons de liaison sont attribuĂ©s Ă  l'atome O, le plus Ă©lectronĂ©gatif. L'eau devient un composĂ© ionique fictif, constituĂ© d'ions fictifs H+ et O2-. La rĂ©action s'interprète alors comme dans le cas prĂ©cĂ©dent :

H = H+ + e- ; H perd un Ă©lectron, il est oxydĂ©.
O + 2e- = O2- ; O gagne des Ă©lectrons, il est rĂ©duit.

Nombre d'oxydation d'un élément[modifier | modifier le code]

Le nombre d'oxydation (n.o.) ou degré d'oxydation (d.o.) représente la charge de chaque ion fictif 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 molĂ©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 molĂ©cules symĂ©triques H2 et O2, la charge de chaque atome est nulle et le n.o. de chaque Ă©lĂ©ment est Ă©gal Ă  zĂ©ro :
n.o. = 0 (il n'existe pas de chiffre romain pour représenter le zéro).
  • Au cours de la rĂ©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'oxydoréduction[modifier | modifier le code]

  • Toute augmentation (en valeur algĂ©brique) du n.o. est une oxydation
  • Toute diminution (en valeur algĂ©brique) du n.o. est une rĂ©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[modifier | modifier le code]

1. Reconnaître les réactions d'oxydoréduction

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

  • RĂ©action 1 : H2 + Cl2 → 2 HCl (gaz)
rĂ©actifs - dans les molĂ©cules symĂ©triques H2 et Cl2 : n.o.(H)= 0; n.o.(Cl)= 0.
produit - dans la molĂ©cule HCl, Cl est plus Ă©lectronĂ©gatif que H; le modèle ionique fictif de la molĂ©cule est H+Cl- : n.o.(H)= +I et n.o.(Cl)= -I.

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

  • RĂ©action 2 : CaO + 2 HCl → CaCl2 + H2O

Extrait de l'Ă©chelle d'Ă©lectronĂ©gativitĂ© des Ă©lĂ©ments (par ordre d'Ă©lectronĂ©gativitĂ© dĂ©croissante) : O > Cl > H > Ca (voir Ă©chelle de Pauling).

rĂ©actifs - CaO est un composĂ© ionique de modèle Ca2+O2- : n.o.(Ca)= +II et n.o.(O)= -II. Dans HCl (voir rĂ©action 1) : n.o.(H) = +I et n.o.(Cl)= -I.
produits - CaCl2 est un composĂ© ionique de modèle Ca2+2Cl- : n.o.(Ca)= +II et n.o.(Cl)= -I; modèle ionique fictif de la molĂ©cule H2O : 2 H+O2- : n.o.(H)= +I et n.o.(O)= -II.

Au cours de la rĂ©action, aucune variation de n.o. n'est observĂ©e : cette rĂ©action n'est pas une rĂ©action d'oxydorĂ©duction.

2. Équilibrer les équations-bilans de réactions d'oxydoréduction

Les variations des n.o., notées Δn.o., correspondent à un transfert de charges des réducteurs vers les oxydants.
La charge totale gagnée par les oxydants est donc égale à la charge totale cédée par les réducteurs.
Exemple
Équilibrer l'Ă©quation suivante : HCl + O2 → Cl2 + H2O; soit : x HCl + y O2 → z Cl2 + t H2O.
Pour la commodité des calculs, on peut provisoirement représenter les n.o. par des chiffres arabes.

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

Au cours de la rĂ©action :

  • n.o.(H) ne varie pas ⇒ Δn.o.(H) = 0; n.o.(Cl) augmente de -1 Ă  0 ⇒ Δn.o.(Cl) = 0 - (-1) = +1; n.o. (O) diminue de 0 Ă  -2 ⇒ Δn.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 Ă©changent avec 2y atomes O ⇒ x Ă— | Δn.o.(Cl) | = 2y Ă— | Δn.o.(O) |, soit : x Ă— 1 = 2y Ă— 2, ou x = 4y .
On choisit les coefficients entiers les plus petits possibles, soit y = 1 d'oĂą x = 4 ; les valeurs de z et t en dĂ©coulent (conservation des Ă©lĂ©ments) :

  • Ă©quation-bilan Ă©quilibrĂ©e : 4 HCl + O2 → 2 Cl2 + 2 H2O .

Remarque - Dans le cas gĂ©nĂ©ral oĂą les mutiplicateurs a, b, ... des coefficients x, y, ... des rĂ©actifs sont tous diffĂ©rents de 1, on calcule le plus petit commun multiple (ppcm) P de ces mutiplicateurs. On Ă©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 parenthèses après le nom de l'Ă©lĂ©ment, soit le nombre de charge appropriĂ© suivi du signe plus, soit le nombre d'oxydation (chiffre romain). Le nom est prĂ©cĂ©dĂ© du terme « ion Â» ou « cation Â».
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 Ă©lĂ©ments sodium, calcium et aluminium ne prĂ©sentent qu'un seul degrĂ© d'oxydation; il n'y a donc pas d'ambiguĂŻtĂ© sur la charge du cation, on peut l'omettre dans le nom :
Na+ = ion sodium ; Ca2+ = ion calcium ; Al3+ = ion aluminium.
  • L'Ă©lĂ©ment fer prĂ©sente plusieurs degrĂ©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 prĂ©liminaire : les proportions des ions constituant un cristal sont dĂ©terminĂ©es par la condition de neutralitĂ© Ă©lectrique de l'ensemble.

  • CaCl2 - modèle : Ca2+2Cl- ; 1 ion Ca2+ pour 2 ions Cl- ; nom = dichlorure de monocalcium.

Règle : le prĂ©fixe « mono- Â» est toujours omis, sauf pour Ă©viter des confusions.
CaCl2 : dichlorure de calcium ; une deuxième simplification est encore envisageable :
Recommandation : si les composĂ©s contiennent des Ă©lĂ©ments tels qu'il n'est pas nĂ©cessaire de prĂ©ciser les proportions, par exemple quand le degrĂ© d'oxydation est habituellement invariant, ces proportions n'ont pas besoin d'ĂŞtre fournies.
CaCl2 est le seul composĂ© constituĂ© des Ă©lĂ©ments Ca et Cl : nom = chlorure de calcium, prĂ©fĂ©rĂ© Ă  dichlorure de calcium.

  • NaCl - modèle : Na+Cl- ; NaCl est le seul composĂ© constituĂ© des Ă©lĂ©ments Na et Cl : nom = chlorure de sodium.

b) Cristaux iono-covalents

  • AlCl3 - AlCl3 est le seul composĂ© constituĂ© des Ă©lĂ©ments Al et Cl : nom = chlorure d'aluminium.
  • Oxydes de fer - Fe prĂ©sente deux degrĂ©s d'oxydation : II et III ; il existe trois oxydes diffĂ©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 Ă  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)

Notes et références[modifier | modifier le code]

  1. ↑ La plupart des informations de ce titre sont principalement extraites de trois ouvrages citĂ©s dans la bibliographie :
    * Paul Arnaud - Cours de chimie physique - 3è édition - Dunod
    * Maurice Bernard - Cours de chimie minérale - 2è édition Dunod
    * Pour les règles et les recommandations concernant la nomenclature : International Union of Pure and Applied Chemistry (IUPAC) - Nomenclature of Inorganic Chemistry - Recommendations 1990 - Blackwell Science

Bibliographie[modifier | modifier le code]

  • Henry Guerlac (1961) Lavoisier — the crucial year: The background and origin of his first experiments on combustion in 1772
  • SchĂĽring, J., Schulz, H. D., Fischer, W. R., Böttcher, J., Duijnisveld, W. H. (editors)(1999). Redox: Fundamentals, Processes and Applications, Springer-Verlag, Heidelberg, 246 pp. ISBN 978-3-540-66528-1 (pdf pesant 3,6 Mo)
  • Paul Arnaud - Cours de chimie physique - 3è Ă©dition - Dunod - ISBN 2 10 001640 7
  • Maurice Bernard - Cours de chimie minĂ©rale - 2è Ă©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

Voir aussi[modifier | modifier le code]

Articles connexes[modifier | modifier le code]

  • Liste de potentiels standard
  • Oxydation et rĂ©duction en chimie organique
  • Électrochimie
  • Combustion
  • Combustible
  • Comburant
  • Corrosion
  • Feu
  • Coupellation
  • Oxydation Ă  haute tempĂ©rature

Liens externes[modifier | modifier le code]

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