Objectifs :
- Interpréter une réaction de combustion du point de vue électronique.
- Utiliser les nombres d’oxydation pour :
• Montrer qu’une réaction est une oxydoréduction.
• Équilibrer une équation-bilan donnée.
Introduction.
Il existe des réactions d’oxydoréduction entre gaz et solides, entre gaz et gaz et entre solide et solide, appelées réactions d’oxydoréduction par voie sèche dont certaines ne sont pas toujours facile à interpréter par un transfert d’électrons comme dans la cas des réactions en solution aqueuse. Nous allons dans ce chapitre étudier quelques réactions d’oxydoréduction par voie sèche et généraliser l’oxydoréduction en introduisant la notion de nombre d’oxydation (n.o).
1. Exemples de réaction redox par voie sèche (combustion).
1.1 réaction pouvant être interprétée par un transfert d’électron.
Le magnésium brule dans le dioxygène de l’air en donnant des fumées blanches constituées de microcristaux d’oxyde de magnésium MgO (composé ionique) suivant la réaction :
\(2M{g_{(s)}} + {O_2}_{(g)}\) \( \to 2Mg{O_{(s)}}\)
• interprétation électronique :
\(2x(Mg \to \) \(M{g^{2 + }} + 2{e^ - })\)
\({O_2} + 4{e^ - }\) \( \to 2{O^{2 - }}\)
Equation bilan
\(2Mg + {O_2}\) \( \to 2\underbrace {(M{g^{2 + }} + {O^{2 - }})}_{MgO}\)
Il y’a au cours de cette réaction, transfert d’électron du magnésium (Mg) au dioxygène (O2) et la réaction a lieu en absence d’eau, c’est dont une oxydoréduction par voie sèche.
Remarque :
Si l’on fait réagir du magnésium en présence du dichlore, on obtient un solide blanc ionique tel que :
\(2Mg + C{l_2}\) \( \to 2MgC{l_2}\)
TAF : interpréter électroniquement cette réaction.
1.2 réaction ne pouvant pas être interprétée par un transfert d’électron.
Le dihydrogène (H2) brule dans du dioxygène (O2) pour donner de l’eau. La réaction est exothermique et se traduit par :
\(2{H_2}_{(g)} + {O_2}_{(g)}\) \( \to 2{H_2}{O_{(l)}}\)
Dans l’eau (composé moléculaire), les atomes sont liés par des liaisons covalentes. Par ailleurs, l’atome d’oxygène est un élément électronégatif (qui attire vers lui le nuage électronique d’un autre élément), il porte donc une charge partielle négative (δ-). L’atome d’hydrogène possède un déficit de charge négative, il est électropositif, donc porte une charge partielle positive (δ+) la liaison H-O est polarisée et on a dans le cas de la molécule d’eau :
Il en est de même du chlore d’hydrogène (HCl) tel que :
Du dioxyde de carbone :
Il n’est pas toujours facile de reconnaître une réaction redox surtout si celle-ci ne peut mettre en évidence le transfert d’électrons. D’où la nécessité d’introduire un nouveau concept qui puisse permettre d’interpréter de telles réactions : Les nombres d’oxydations (n.o).
2. Nombres d’oxydation ou degré d’oxydation.
C’est le nombre d’électron perdu ou gagné par un atome ou, susceptible d’être gagné ou perdu suite à une rupture hétérolytique d’une liaison covalente.
La notion de nombre d’oxydation est purement conventionnelle. On caractérise le degré d’oxydation d’un élément en lui attribuant un nombre appelé nombre d’oxydation (n.o), c’est un entier algébrique qui s’écrit en chiffre romain exemple (I, II,-III, -IV).
aaa
2.1 détermination du nombre d’oxydation.
La détermination du nombre d’oxydation obéit à certaines règles :
- A l’état atomique ou contenu dans une molécule de corps simple, tout atome à pour n.o =0.
Exemple : n.o (C) = 0 ; n.o(Cl) = 0 ; n.o (H) dans H2 = 0 ; n.o(O) dans O2 = 0.
- Le nombre d’oxydation d’un élément dans un ion monoatomique est égal au nombre de charge de l’ion. Exemple : dans Cu2+, n.o (Cu) = II ; dans O2-, n.o (O) = -II, dans Fe3+, n.o (Fe) = III; dans Cl-, n.o (Cl) = -I.
Remarque: Dans le cas ou le n.o est positif, on peut se passer d’écrire son signe.
- Dans une molécule, le nombre d’oxydation d’un élément est égal à la charge fictive que porte l’atome de cet élément.
Dansn.o(O) = -II, n.o(H) = I.
Dansn.o (Cl) = -I, n.o (H) = I.
- Dans un ion polyatomique, la somme de n.o de tous les éléments est égale à la charge de l’ion. Exemple : \(MnO_4^ - \), n.o(Mn) + 4n.o(O) = -I.
Dans la plus part des composés contenant les éléments hydrogène et oxygène, le n.o (H) = I et le n.o (O) = -II, exception faite aux peroxydes et aux hydrures métalliques. Exemple :
Dans : \(Na - H\) \( \to N{a^ + } + {H^ - }\)
n.o(Na) = I et n.o (H) = -I.
De meme dans: \(H - O - O - H\)
n.o (H) = I et n.o (O) = -I.
Remarque:
- Dans une molécule, la somme des n.o de tous les éléments et égal à zéro. Exemple :
Dans H2SO4, 2n.o (H) + n.o (S) + 4n.o (O) = 0.
- Un même élément peut avoir des nombres d’oxydations différents dans les espèces chimiques différentes. Exemple dans NO, n.o (N) = II, dans NO2, n.o (N) = I, dans HNO3, n.o (N) = V.
2.2 Utilisation des nombres d’oxydations.
Le nombre d’oxydation peut être utilisé dans l’identification d’une réaction d’oxydoréduction, dans l’équilibrage d’une réaction redox et parfois dans la nomenclature de certains composés.
2.2.1 Identification d’une réaction redox.
Lors de la synthèse de l’eau, le dihydrogène est oxydé alors que le dioxygène est réduit, déterminons les n.o des différents éléments avant et après la réaction :
Conclusion : Réaction redox.
Remarque : Définition généralisée.
Lorsqu’un élément est oxydé, son n.o augmente.
Lorsqu’un élément est réduit, son n.o diminue.
L’espèce qui possède l‘élément dont le n.o augmente est appelé réducteur, c’est le cas de H2.
L’espèce qui possède l’élément dont le n.o diminue est l’oxydant, c’est le cas de O2.
La dismutation est une réaction au cours de la quelle le même élément s’oxyde et de réduit exemple :
\({H_2}S + S{O_2}\) \( \to S + {H_2}O\)
2.2.2 Équilibrage d’une équation bilan.
Règle :
Dans une réaction redox, la somme des variations des n.o est nulle.
Équilibrons l’équation ci-dessous en utilisant les n.o.
\({H_2}S{O_4} + C\) \( \to C{O_2} + S{O_2}\) \( + {H_2}O\)
- On écrit les n.o des différents éléments et on détermine leur variation noté Δn.o.
On cherche les entiers x et y les plus petits possibles tel que x Δ’n.o + y Δn.o = 0 soit alors x= 2 et y = 1. L’équation s’écrit donc :
\(2{H_2}S{O_4} + C\) \( \to C{O_2} + 2S{O_2}\) \( + 2{H_2}O\)
NB :
- le chiffre 2 devant H2O s’obtient par la méthode classique.
- Il faut toujours tenir compte du nombre d’atome d’un élément dans le calcul de la somme des variations des n.o.
3. Application de l’oxydoréduction par voie sèche dans l’industrie.
3.1 La sidérurgie.
On utilise l’oxydoréduction par voie sèche en sidérurgie pour fabriquer du fer et ses alliages (acier et fonte). On les obtient par réduction du minerai de fer (Fe2O3) par le monoxyde de carbone tel que :
3.2 l’aluminothermie
L’aluminothermie est la réduction par l’aluminium des oxydes de métaux moins réducteurs que l’aluminium. Exemple :
Cette réaction étant très exothermique, le fer form&et à l’état liquide. On utilise cette réaction pour souder par exemple les rails des chemins de fer.
L’oxydoréduction par voie sèche est également utilisée dans la préparation de l’acide nitrique, produit très utilisé dans la préparation des engrais, des explosifs et dans la préparation de l’acide nitrique.
♦ Préparation de l’acide nitrique :
1ère étape : Oxydation catalytique de l’ammoniac en monoxyde d’azote.
2ème étape : Oxydation du monoxyde d’azote en dioxyde d’azote :
3ème étape : Oxydation et hydratation du dioxyde d’azote.
♦ Préparation de l’acide sulfurique.
Elle a lieu également en trois étapes :
1ère étape : combustion du soufre dans l’air.
2ème étape : Oxydation catalytique du dioxyde de soufre.
3ème étape : Hydratation du trioxyde de soufre.
\(S{O_3} + {H_2}O\) \( \to {H_2}S{O_4}\)
Remarque :
Le mélange acide sulfurique, eau et trioxyde de soufre est appelé oléum, qui est un déshydratant.
