Chimie générale 202-SF1-RE (ancien 202-NYA) • Cégep à Montréal

Fiche de révision : Oxydoréduction, nombres d'oxydation et nomenclature

Cette fiche de révision couvre l'oxydoréduction et la nomenclature inorganique en chimie générale du cégep : nommer les composés ioniques, moléculaires, les acides et les hydrates, calculer un nombre d'oxydation, reconnaître une oxydoréduction parmi les cinq types de réactions, équilibrer par bilan d'électrons et traiter une combustion.

Le fil : un nombre d'oxydation n'est pas une charge réelle, c'est une comptabilité d'électrons, et c'est cette comptabilité qui nomme les composés comme elle équilibre les réactions. C'est pour cela qu'elle peut être fractionnaire, et c'est pour cela qu'elle suffit à équilibrer une équation que l'inspection ne sait pas traiter.

Le fil du chapitre

Un nombre d'oxydation n'est pas une charge réelle, c'est une comptabilité d'électrons. C'est cette comptabilité qui nomme les composés comme elle équilibre les réactions.

Ce chapitre fait partie de Chimie générale 202-SF1-RE (ancien 202-NYA)

Avant ce chapitre

Cette fiche suppose ces notions acquises. Si une méthode ci-dessous reste opaque, c'est presque toujours l'une d'elles qui manque, pas la fiche.

Stœchiométrie, réactif limitant et rendement Fiche

Remonter plus loin : la chaîne complète (6 chapitres) ↓

Le chemin de remédiation, du plus ancien au plus proche. Un élève qui reprend ce chapitre de zéro le reprend dans cet ordre.

1La mole et la quantité de matièreSecondaire 5 SN5
2Les propriétés de la matièreSecondaire 4 ST, Science et technologie
3La mesure au laboratoire, chiffres significatifs et incertitudes
4Structure atomique et configuration électronique
5Liaison chimique et géométrie moléculaire
6Stœchiométrie, réactif limitant et rendement

L'essentiel

Nommer un composé : trois familles, trois méthodes

• IONIQUE BINAIRE, un métal et un non-métal : l'anion d'abord, terminaison -ure, sauf l'oxygène qui donne oxyde, puis le cation. AUCUN préfixe de nombre, jamais : les charges fixent les indices.
• Métal à charge variable : notation de Stock, la charge en chiffres romains entre parenthèses. $FeCl_{3}$ est le chlorure de fer(III), $Cu_{2}O$ l'oxyde de cuivre(I).
• IONIQUE POLYATOMIQUE : l'ion garde son nom, et passe entre parenthèses dès qu'il y en a plus d'un. $Ca(NO_{3})_{2}$ est le nitrate de calcium.
• MOLÉCULAIRE, deux non-métaux : préfixes grecs obligatoires, mono di tri tétra penta hexa hepta. Le mono- s'omet sur le premier élément nommé, jamais sur l'oxygène : monoxyde de carbone, dioxyde de carbone.
• Une formule ionique est toujours la formule EMPIRIQUE du réseau : on croise les charges, puis on SIMPLIFIE. $CaO$ , jamais $Ca_{2}O_{2}$ .

Test en une seconde pour choisir la méthode : y a-t-il un métal dans la formule ? Oui, pas de préfixe. Non, des préfixes.

Les séries oxygénées et les acides

• Série d'un même élément : l'ion de référence prend -ate, un oxygène de moins donne -ite, deux de moins donne hypo- plus -ite, un de plus donne per- plus -ate.
• Chlore : $ClO^{-}$ hypochlorite, $ClO_{2}^{-}$ chlorite, $ClO_{3}^{-}$ chlorate, $ClO_{4}^{-}$ perchlorate. Chaque oxygène retiré fait baisser le nombre d'oxydation de DEUX unités, de $+7$ à $+1$ .
• Acides : un anion en -ure donne un acide en -hydrique, un anion en -ate donne un acide en -ique, un anion en -ite donne un acide en -eux.
• Sulfate donne sulfurique, sulfite donne sulfureux : une seule lettre dans le nom pour un oxygène dans la formule. C'est le piège le plus rentable d'un contrôle.
• Hydrate : le point de $CuSO_{4}\cdot 5\,H_{2}O$ n'est pas une multiplication, mais l'eau compte dans la masse molaire. Chauffé jusqu'à masse constante, le sel devient anhydre.

Les deux repères à mémoriser par colonne sont l'ion en -ate et sa formule. Les trois autres se déduisent en ajoutant ou en retirant des oxygènes, sans rien apprendre de plus.

Le nombre d'oxydation et le bilan d'électrons

• Les règles s'appliquent DANS L'ORDRE : corps simple $0$ ; ion monoatomique, sa charge ; fluor toujours $-1$ ; oxygène $-2$ sauf peroxydes et fluorures ; hydrogène $+1$ sauf hydrures métalliques ; la somme vaut $0$ dans un composé neutre et la CHARGE dans un ion.
• Un nombre d'oxydation n'est la charge réelle que pour un ion MONOATOMIQUE. Ailleurs c'est une convention comptable : les deux électrons de chaque liaison vont à l'atome le plus électronégatif. Il peut donc être fractionnaire, et il n'est alors qu'une moyenne.
• Oxydé signifie que le nombre d'oxydation MONTE, donc perte d'électrons. Réduit signifie qu'il descend, donc gain. L'OXYDANT est celui qui se fait réduire, le RÉDUCTEUR celui qui se fait oxyder.
• Dans toute oxydoréduction, le nombre d'électrons perdus ÉGALE le nombre gagné. C'est cette égalité qui équilibre les équations que l'inspection ne sait pas traiter.
• Un oxydant peut n'être réduit que partiellement dans son propre composé : sur $8\,HNO_{3}$ , $2$ seulement sont réduites, les $6$ autres restant des nitrates spectateurs.

Les six règles dans leur ordre de priorité. On descend, on s'arrête à la première qui s'applique, et les exceptions des règles 4 et 5 sont les seules à mémoriser.

Les pièges qui coûtent des points

Les erreurs ci-dessous sont celles que je corrige le plus souvent en séance. Chacune coûte des points sur une copie, même quand le raisonnement est juste.

1. Mettre un préfixe de nombre sur un composé ionique

1 point par nom, et le correcteur comprend que la logique n'est pas acquise

Ce qu'il ne faut pas écrire

« $CaBr_{2}$ : c'est du dibromure de calcium. »

Ce qu'il faut écrire

« C'est le bromure de calcium. Les charges $Ca^{2+}$ et $Br^{-}$ imposent l'indice $2$ : le dire serait redondant. »

Pourquoi : Un préfixe n'existe que là où il apporte une information. Entre un métal et un non-métal, la neutralité fixe une seule formule possible ; entre deux non-métaux, rien ne la fixe, et $CO$ comme $CO_{2}$ existent. D'où la règle de tri : un métal dans la formule, pas de préfixe.

2. Écrire la formule ionique sans la simplifier

1 point, et toutes les masses molaires calculées ensuite

Ce qu'il ne faut pas écrire

« Oxyde de calcium : $Ca^{2+}$ et $O^{2-}$ , je croise les charges, donc $Ca_{2}O_{2}$ . »

Ce qu'il faut écrire

« On croise PUIS on simplifie : le rapport le plus simple est un pour un, donc $CaO$ . »

Pourquoi : Une formule ionique décrit un RÉSEAU, pas une molécule : il n'existe pas d'entité $Ca_{2}O_{2}$ isolée, seulement un cristal où l'on compte un calcium pour un oxygène. La formule est donc toujours empirique, et la simplification n'est pas une coquetterie.

3. Confondre les suffixes -ique et -eux

1 à 2 points, et une confusion de réactif en laboratoire

Ce qu'il ne faut pas écrire

« $H_{2}SO_{3}$ : c'est de l'acide sulfurique. »

Ce qu'il faut écrire

« $SO_{3}^{2-}$ est le sulfite, en -ite, donc l'acide est en -eux : acide sulfureux. C'est $H_{2}SO_{4}$ , dérivé du sulfate, qui donne l'acide sulfurique. »

Pourquoi : Un oxygène de différence dans la formule, une lettre de différence dans le nom. Le moyen de ne jamais se tromper est de passer par l'anion : on nomme l'anion d'abord, puis on applique -ate donne -ique, -ite donne -eux.

4. Appliquer la règle de l'oxygène sans regarder les exceptions

l'exercice entier, puisque tout le bilan d'électrons en dépend

Ce qu'il ne faut pas écrire

« $H_{2}O_{2}$ : l'oxygène est à $-2$ , donc les deux hydrogènes devraient valoir $+2$ chacun. »

Ce qu'il faut écrire

« Les règles s'appliquent DANS L'ORDRE, et l'hydrogène passe avant : $2(+1)+2x=0$ donne $x=-1$ . C'est un peroxyde, l'oxygène y est à $-1$ . »

Pourquoi : Trois exceptions à connaître pour l'oxygène : $0$ dans le corps simple $O_{2}$ , $-1$ dans un peroxyde, positif face au fluor, seul élément plus électronégatif que lui, d'où $+2$ dans $OF_{2}$ . L'hydrogène en a une : $-1$ dans un hydrure métallique comme $NaH$ , où le métal ne peut que céder.

5. Oublier que la somme vaut la charge dans un ion

toute la suite du bilan, et une conclusion fausse sur le pouvoir oxydant

Ce qu'il ne faut pas écrire

« $Cr_{2}O_{7}^{2-}$ : la somme des nombres d'oxydation vaut zéro, donc $2x-14=0$ et le chrome est à $+7$ . »

Ce qu'il faut écrire

« La somme vaut la CHARGE de l'ion, soit $-2$ : $2x+7(-2)=-2$ donne $2x=12$ et $x=+6$ . »

Pourquoi : La règle de somme a deux versions et l'on n'en retient qu'une. Le contrôle est immédiat : dans $MnO_{4}^{-}$ , la bonne version donne $+7$ , qui est le maximum du groupe 7, cohérent avec un oxydant puissant. La mauvaise donnerait $+8$ , impossible pour un élément à sept électrons de valence.

6. Déclarer une décomposition rédox sans calculer

2 points, et un bilan d'électrons inventé sur une réaction qui n'en a pas

Ce qu'il ne faut pas écrire

« $CaCO_{3}\rightarrow CaO+CO_{2}$ : il y a rupture et formation de liaisons, donc c'est une oxydoréduction. »

Ce qu'il faut écrire

« On calcule des deux côtés : calcium $+2$ , carbone $+4$ , oxygène $-2$ , avant comme après. Rien ne bouge, ce n'est PAS une rédox. »

Pourquoi : On ne devine pas si une réaction est une rédox, on calcule. Deux types tranchent sans calcul, le déplacement simple qui en est toujours une et le double déplacement qui n'en est jamais une, mais une synthèse ou une décomposition demandent la vérification. Contre-exemple utile : $2\,H_{2}O_{2}\rightarrow 2\,H_{2}O+O_{2}$ EST une rédox, et même une dismutation.

7. Inverser oxydant et réducteur

1 point à chaque fois, et la phrase de conclusion devient incompréhensible

Ce qu'il ne faut pas écrire

« Le zinc est oxydé, donc c'est l'oxydant de la réaction. »

Ce qu'il faut écrire

« Le zinc est OXYDÉ, il perd des électrons : c'est le RÉDUCTEUR. L'oxydant est l'ion cuivre, qui est réduit. »

Pourquoi : Une espèce se nomme par ce qu'elle FAIT SUBIR à l'autre, pas par ce qu'elle subit. L'oxydant oxyde l'autre, donc il se fait réduire lui-même. La formulation qui ne trompe jamais : l'oxydant capte les électrons, et capter fait baisser le nombre d'oxydation.

8. Croire que toutes les molécules d'acide nitrique sont réduites

l'équilibrage entier, et un bilan qui ne ferme jamais

Ce qu'il ne faut pas écrire

« $3\,Cu+8\,HNO_{3}\rightarrow \dots$ : huit azotes passent de $+5$ à $+2$ , soit $24$ électrons gagnés. »

Ce qu'il faut écrire

« Deux seulement finissent en $NO$ et changent de nombre d'oxydation. Les six autres restent à $+5$ dans les nitrates : $2\times 3=6$ électrons gagnés, ce qui égale les $3\times 2=6$ perdus par le cuivre. »

Six électrons perdus, six gagnés. Le PPCM de

2

et de

3

donne directement les coefficients

3

2

; le reste se déduit par l'hydrogène puis l'oxygène.

Pourquoi : L'acide nitrique joue DEUX rôles à la fois : oxydant pour les molécules qui se réduisent, simple acide apporteur de nitrate pour les autres. C'est cette double casquette qui fait échouer l'équilibrage par inspection, et c'est la méthode des nombres d'oxydation qui la rend visible.

Quelle méthode choisir

Comment nommer un composé inconnu

La formule, et la seule question de savoir si elle contient un métal

Si un métal à charge FIXE, groupes 1, 2, plus $Al$ , $Zn$ , $Ag$ → anion en -ure ou oxyde, puis le nom du métal, sans préfixe ni chiffre romain

Exemple : $K_{2}S$ donne sulfure de potassium
Si un métal à charge VARIABLE, la plupart des métaux de transition → même chose, plus la charge du métal en chiffres romains, déduite de l'anion

Exemple : $Cu_{2}O$ donne oxyde de cuivre(I)
Si un ion polyatomique dans la formule → il garde son nom tel quel, et prend des parenthèses s'il y en a plusieurs

Exemple : $Ca(NO_{3})_{2}$ donne nitrate de calcium
Si deux non-métaux seulement → préfixes grecs des deux côtés, le mono- omis sur le premier nommé

Exemple : $N_{2}O_{4}$ donne tétroxyde de diazote
Si un hydrogène en tête et une solution aqueuse → c'est un acide : -ure donne -hydrique, -ate donne -ique, -ite donne -eux

Exemple : $H_{2}SO_{3}$ donne acide sulfureux

Le tri se fait en regardant d'abord s'il y a un métal, puis s'il y a un ion polyatomique. Ces deux questions suffisent à choisir la méthode, et aucune des trois ne se mélange aux autres.

Cette réaction est-elle une oxydoréduction

Le type de la réaction, lu sur le schéma des réactifs et des produits

Deux types tranchent sans calcul, le déplacement simple et le double déplacement. Les trois autres demandent de calculer les nombres d'oxydation des deux côtés.

Si un corps simple apparaît d'un côté ou de l'autre → c'est une rédox, sans calcul : un corps simple est à $0$ et ne le reste pas

Exemple : $Zn+CuSO_{4}\rightarrow ZnSO_{4}+Cu$
Si deux composés ioniques échangent leurs partenaires → ce n'est JAMAIS une rédox : chaque ion garde sa charge

Exemple : $AgNO_{3}+NaCl\rightarrow AgCl+NaNO_{3}$
Si un composé réagit avec le dioxygène → c'est une combustion, donc toujours une rédox

Exemple : $CH_{4}+2\,O_{2}\rightarrow CO_{2}+2\,H_{2}O$
Si une synthèse ou une décomposition sans corps simple → il FAUT calculer les nombres d'oxydation des deux côtés

Exemple : $CaCO_{3}\rightarrow CaO+CO_{2}$ n'en est pas une

Les deux premières branches tranchent sans aucun calcul et couvrent la majorité des cas d'un contrôle. La dernière est celle où l'on perd des points, parce qu'on croit pouvoir deviner.

La rédaction attendue

Le correcteur coche des étapes. Les voici dans l'ordre, avec la phrase de conclusion qu'il attend mot pour mot.

Équilibrer par la méthode des nombres d'oxydation

Quand l'utiliser : L'équilibrage par inspection échoue, en général parce qu'un élément joue deux rôles, comme l'azote de l'acide nitrique.

1 Calculer les nombres d'oxydation de chaque élément des deux côtés et repérer les deux qui changent.
2 Écrire pour chacun le nombre d'électrons échangés PAR ATOME, avec le sens, perdus ou gagnés.
3 Prendre le plus petit commun multiple des deux nombres : c'est le nombre total d'électrons échangés.
4 En déduire les coefficients de l'espèce oxydée et de l'espèce réduite, puis les reporter.
5 Terminer par les éléments qui ne changent pas, hydrogène d'abord, oxygène en dernier, et vérifier élément par élément.

Phrase de conclusion

« Le cuivre passe de $0$ à $+2$ , il perd $2$ électrons ; l'azote qui finit en $NO$ passe de $+5$ à $+2$ , il en gagne $3$ . Le PPCM vaut $6$ , d'où $3\,Cu$ et $2\,NO$ , puis $8\,HNO_{3}$ par l'azote et $4\,H_{2}O$ par l'hydrogène. »

Le piège : Compter les huit acides nitriques comme réduits. Seuls les deux qui finissent en monoxyde d'azote changent de nombre d'oxydation ; les six autres traversent la réaction en gardant $+5$ .

Barème : Typiquement 2 points pour les nombres d'oxydation, 2 pour les électrons échangés avec leur sens, 2 pour le PPCM et les deux coefficients, 2 pour la fin de l'équilibrage, 2 pour la vérification élément par élément.

Traiter une combustion, complète ou incomplète

Quand l'utiliser : Un hydrocarbure ou un composé organique réagit avec le dioxygène.

1 Écrire les produits : $CO_{2}$ et $H_{2}O$ si la combustion est complète, $CO$ et $H_{2}O$ si elle est incomplète.
2 Équilibrer le carbone, puis l'hydrogène, et garder l'oxygène pour la fin.
3 Doubler tous les coefficients si l'oxygène tombe sur une demi-molécule.
4 Vérifier le bilan d'électrons par les deux côtés : chaque $O_{2}$ capte $4$ électrons, et les carbones en cèdent autant.

Phrase de conclusion

« $C_{3}H_{8}+5\,O_{2}\rightarrow 3\,CO_{2}+4\,H_{2}O$ . Le carbone passe de $-\dfrac{8}{3}$ à $+4$ , soit $20$ électrons pour trois carbones, et les dix atomes d'oxygène en captent $20$ : le bilan ferme. »

Le piège : Croire qu'un nombre d'oxydation fractionnaire est une erreur de calcul. C'est une moyenne, et elle est parfaitement utilisable pour un bilan global.

Barème : 1 point pour les produits corrects, 2 pour l'équilibrage, 1 pour le doublement quand il est nécessaire, 2 pour le bilan d'électrons vérifié des deux côtés.

Vérifier avant de rendre

Cinq minutes de vérification récupèrent plus de points qu'un exercice de plus commencé à la hâte.

La somme des nombres d'oxydation

Elle doit valoir zéro sur un composé neutre et la charge sur un ion. On la recalcule sur la formule entière, indices compris.

$Ca(NO_{3})_{2}$ : $(+2)+2\left[(+5)+3(-2)\right]=(+2)+2(-1)=0$ .
L'égalité des électrons perdus et gagnés

Dans toute rédox, les deux comptes doivent coïncider. S'ils diffèrent, les coefficients sont faux, et l'erreur est presque toujours d'avoir compté des spectateurs.

$3\times 2=6$ perdus par les cuivres, $2\times 3=6$ gagnés par les azotes réduits.
L'équilibrage élément par élément, oxygène en dernier

On recompte chaque élément des deux côtés. L'oxygène en dernier, parce qu'il apparaît dans le plus grand nombre d'espèces et révèle donc toutes les erreurs précédentes.

$8\times 3=24$ oxygènes à gauche, $3\times 6+2+4=24$ à droite.
Le nombre d'oxydation maximal d'un élément

Il ne peut pas dépasser le nombre d'électrons de valence. Un résultat au-delà signale une erreur de règle, en général la somme faite à zéro au lieu de la charge.

$+7$ pour le manganèse du groupe 7 est son maximum ; trouver $+8$ est impossible.
La cohérence du nom et de la formule

On repart du nom trouvé et on réécrit la formule. Si l'on ne retombe pas sur celle de l'énoncé, le nom est faux.

Sulfure de potassium redonne $K^{+}$ et $S^{2-}$ , donc $K_{2}S$ : on retombe bien.

L'exercice type décortiqué

Un sel identifié par sa masse molaire, puis suivi jusqu'à sa décomposition

Un sel ionique blanc de formule $M(NO_{3})_{2}$ a une masse molaire de $164{,}10$ g/mol.

Chauffé fortement, il donne $2\,M(NO_{3})_{2}\rightarrow 2\,MO+4\,NO_{2}+O_{2}$ .

Masses atomiques : $N$ 14,01 ; $O$ 16,00 ; $Ca$ 40,08 ; $Mg$ 24,31.

Étape 1

Ion nitrate : $14{,}01+3(16{,}00)=62{,}01$ g/mol. Deux nitrates pèsent $124{,}02$ g/mol.

Pourquoi

On isole la partie connue avant de chercher l'inconnue. La formule donne le nombre de nitrates, il n'y a rien à deviner.

Étape 2

Métal : $164{,}10-124{,}02=40{,}08$ g/mol, soit le calcium. Le composé est le nitrate de calcium $Ca(NO_{3})_{2}$ .

Pourquoi

Le magnésium pèse $24{,}31$ , très loin : l'identification ne prête à aucune discussion. Contrôle gratuit, le calcium est du groupe 2 et donne bien $Ca^{2+}$ , la charge qu'exigent deux nitrates.

Étape 3

Nombres d'oxydation : calcium $+2$ , oxygène $-2$ , et dans le nitrate $x+3(-2)=-1$ donne l'azote à $+5$ .

Pourquoi

La somme vaut la CHARGE de l'ion nitrate, $-1$ , et non zéro. C'est l'erreur la plus fréquente sur les ions polyatomiques.

Étape 4

Vérification sur la formule entière : $(+2)+2\left[(+5)+3(-2)\right]=(+2)+2(-1)=0$ .

Pourquoi

Le composé est neutre, la somme doit valoir zéro. Ce contrôle attrape toute erreur commise à l'étape précédente.

Étape 5

Dans la décomposition, l'azote passe de $+5$ à $+4$ dans $NO_{2}$ : il gagne $1$ électron, et ils sont $4$ , soit $4$ électrons gagnés.

Pourquoi

On repère d'abord ce qui change. L'azote descend : il est réduit, donc l'oxydant.

Étape 6

L'oxygène passe de $-2$ dans le nitrate à $0$ dans $O_{2}$ : il perd $2$ électrons, et ils sont $2$ , soit $4$ électrons perdus.

Pourquoi

L'oxygène joue ici le rôle de réducteur, ce qui surprend toujours. Seuls les DEUX oxygènes qui finissent en dioxygène sont concernés, les autres restent à $-2$ dans l'oxyde.

Étape 7

Bilan : $4$ gagnés et $4$ perdus, l'égalité est vérifiée et les coefficients de l'énoncé sont donc corrects.

Pourquoi

C'est une rédox INTERNE, où l'oxydant et le réducteur sont deux éléments du même composé. Le calcium, lui, reste spectateur à $+2$ de bout en bout.

Étape 8

Pour $10{,}00$ g de sel : $n=\dfrac{10{,}00}{164{,}10}=6{,}094\times 10^{-2}$ mol, et le rapport oxyde sur nitrate vaut $1$ .

Pourquoi

L'équation porte $2$ et $2$ : le rapport se simplifie, et il est inutile de traîner les coefficients.

Étape 9

$M(CaO)=40{,}08+16{,}00=56{,}08$ g/mol, donc $m=6{,}094\times 10^{-2}\times 56{,}08=3{,}417$ g.

Pourquoi

La masse tombe à un tiers de celle de départ, ce qui est cohérent : tout l'azote et la majeure partie de l'oxygène sont partis en phase gazeuse.

Conclusion rédigée

« Le sel est le nitrate de calcium $Ca(NO_{3})_{2}$ . Sa décomposition est une oxydoréduction interne où l'azote, réduit de $+5$ à $+4$ , gagne $4$ électrons que l'oxygène, oxydé de $-2$ à $0$ , lui cède. À partir de $10{,}00$ g de sel on obtient $3{,}417$ g d'oxyde de calcium. »

L'erreur classique sur cet exercice : Déclarer que la décomposition n'est pas une rédox parce qu'aucun corps simple n'apparaît du côté des réactifs. Le dioxygène formé EST un corps simple, et il suffit à lui seul à garantir qu'un élément a changé de nombre d'oxydation.

À savoir par cœur

• Un métal dans la formule : pas de préfixe. Deux non-métaux : des préfixes.
• Charge variable : chiffres romains, déduits de l'anion dont la charge est fixe.
• Croiser les charges PUIS simplifier : $CaO$ , jamais $Ca_{2}O_{2}$ .
• -ate donne -ique, -ite donne -eux, -ure donne -hydrique.
• Un oxygène de moins dans un oxyanion : deux unités de nombre d'oxydation en moins.
• Les règles du nombre d'oxydation s'appliquent DANS L'ORDRE, et l'hydrogène passe avant l'oxygène.
• Peroxyde $-1$ , face au fluor positif, hydrure métallique $-1$ : les trois exceptions.
• Somme nulle sur un composé neutre, égale à la CHARGE sur un ion.
• L'oxydant se fait réduire, le réducteur se fait oxyder.
• Déplacement simple et combustion : toujours rédox. Double déplacement : jamais.
• Électrons perdus égale électrons gagnés : c'est ce qui équilibre l'équation.
• Combustion incomplète : le carbone s'arrête à $+2$ , il reste de l'énergie et un gaz toxique.

Questions fréquentes

Quand faut-il mettre des préfixes comme di ou tri dans un nom ?

Seulement entre deux non-métaux. Dans un composé ionique, les charges des ions imposent une seule formule possible, donc préciser le nombre serait redondant et compté comme une faute. Entre deux non-métaux au contraire, rien n'impose de rapport : le carbone et l'oxygène donnent aussi bien le monoxyde que le dioxyde. Le test tient en une question : y a-t-il un métal dans la formule ? Si oui, pas de préfixe.

Un nombre d'oxydation est-il la vraie charge de l'atome ?

Non, sauf pour un ion monoatomique comme l'ion sodium ou l'ion chlorure. Partout ailleurs c'est une convention comptable : on fait comme si chaque liaison covalente était entièrement ionique, en attribuant ses deux électrons à l'atome le plus électronégatif. La preuve qu'il ne s'agit pas d'une charge réelle est qu'il peut être fractionnaire, comme le carbone du propane. Sa seule fonction est de repérer qui a cédé et qui a reçu des électrons.

Comment savoir si une réaction est une oxydoréduction ?

On calcule les nombres d'oxydation de chaque élément des deux côtés, et on regarde si l'un d'eux a changé. Deux cas se tranchent sans calcul : un déplacement simple en est toujours une, car un corps simple y apparaît ou disparaît, et un double déplacement n'en est jamais une, car les ions échangent leurs partenaires sans changer de charge. Une synthèse ou une décomposition demandent en revanche la vérification, car elles peuvent être l'un ou l'autre.

Pourquoi l'équilibrage du cuivre dans l'acide nitrique résiste-t-il ?

Parce que l'azote y joue deux rôles à la fois. Sur les huit molécules d'acide nitrique consommées, deux seulement sont réduites et finissent en monoxyde d'azote ; les six autres traversent la réaction sans changer de nombre d'oxydation et se retrouvent en ions nitrate autour du cuivre. L'équilibrage par inspection ne voit pas cette séparation, alors que la méthode des nombres d'oxydation la rend visible immédiatement.

Pourquoi une combustion incomplète est-elle dangereuse ?

Parce que le carbone ne monte qu'au nombre d'oxydation deux au lieu de quatre : l'oxydation est inachevée et le produit formé est le monoxyde de carbone au lieu du dioxyde. Deux conséquences en découlent. Une partie de l'énergie chimique reste enfermée dans ce gaz au lieu d'être libérée, ce qui fait chuter le rendement. Et le monoxyde de carbone, incolore et inodore, se fixe sur l'hémoglobine bien mieux que le dioxygène. La cause unique est le manque d'air, et le remède est la ventilation.

Comment retrouver le nom d'un oxyanion que je n'ai pas appris ?

On mémorise seulement l'ion de référence de la colonne, celui dont le nom finit en -ate, avec sa formule. Le reste se déduit par une règle unique : un oxygène de moins transforme -ate en -ite, deux de moins ajoutent le préfixe hypo-, et un de plus ajoute le préfixe per-. Pour le chlore, en partant du chlorate, on obtient ainsi le chlorite, l'hypochlorite et le perchlorate sans rien apprendre de plus, et chaque oxygène retiré fait baisser le nombre d'oxydation de deux unités.

Passer à la pratique

Exercices corrigés : Oxydoréduction, nombres d'oxydation et nomenclature

Une méthode se prouve sur une copie, pas sur une fiche. La série du même chapitre reprend chacun de ces pièges dans un exercice, avec le corrigé rédigé étape par étape.

10 exercices corrigés
100 points
150 minutes

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