Le nombre d'oxydation

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Facile15 exercices

Exercice 1corps simples et ions monoatomiques

Donne le nombre d'oxydation de l'élément indiqué dans chaque cas.

a)
l'oxygène dans le dioxygène $\ce{O2}$
Corps simple $\Rightarrow \mathrm{n.o.}=0$ ; ion monoatomique $\Rightarrow \mathrm{n.o.}=$ charge.
$\ce{O2}$ est un corps simple : $\mathrm{n.o.}(\ce{O})=0$ .
b)
le fer métallique $\ce{Fe}$
$\ce{Fe}$ métallique est un corps simple : $\mathrm{n.o.}(\ce{Fe})=0$ .
c)
l'ion calcium $\ce{Ca^{2+}}$
$\mathrm{n.o.}(\ce{Ca^{2+}})=+\mathrm{II}$ .
d)
l'ion chlorure $\ce{Cl^-}$
$\mathrm{n.o.}(\ce{Cl^-})=-\mathrm{I}$ .
e)
l'ion aluminium $\ce{Al^{3+}}$
$\mathrm{n.o.}(\ce{Al^{3+}})=+\mathrm{III}$ .

Exercice 2les exceptions de O et de H

Détermine le nombre d'oxydation de l'atome indiqué.

a)
l'oxygène dans l'eau $\ce{H2O}$
$\ce{H2O}$ : $2(+1)+x=0\Rightarrow x=-2$ , soit $\mathrm{n.o.}(\ce{O})=-\mathrm{II}$ (cas général).
b)
l'oxygène dans le peroxyde d'hydrogène $\ce{H2O2}$
$\ce{H2O2}$ : peroxyde (liaison $\ce{O-O}$ ) ; $2(+1)+2x=0\Rightarrow x=-1$ , soit $\mathrm{n.o.}(\ce{O})=-\mathrm{I}$ .
c)
l'hydrogène dans le chlorure d'hydrogène $\ce{HCl}$
$\ce{HCl}$ : $\mathrm{n.o.}(\ce{H})=+\mathrm{I}$ (cas général).
d)
l'hydrogène dans l'hydrure de sodium $\ce{NaH}$
$\ce{NaH}$ : hydrure d'un métal ; H y est plus électronégatif que Na, donc $\mathrm{n.o.}(\ce{H})=-\mathrm{I}$ (et l'on vérifie $+\mathrm{I}+(-\mathrm{I})=0$ ).

Exercice 3atome central d'une molécule neutre

Détermine le nombre d'oxydation de l'atome indiqué.

a)
le soufre dans $\ce{H2S}$
Molécule neutre : la somme des n.o. vaut $0$ ; on pose $x=\mathrm{n.o.}$ de l'atome cherché.
$\ce{H2S}$ : $2(+1)+x=0\Rightarrow x=-2$ , soit $\mathrm{n.o.}(\ce{S})=-\mathrm{II}$ .
b)
le soufre dans $\ce{SO2}$
$\ce{SO2}$ : $x+2(-2)=0\Rightarrow x=+4$ , soit $\mathrm{n.o.}(\ce{S})=+\mathrm{IV}$ .
c)
l'azote dans l'ammoniac $\ce{NH3}$
$\ce{NH3}$ : $x+3(+1)=0\Rightarrow x=-3$ , soit $\mathrm{n.o.}(\ce{N})=-\mathrm{III}$ .
d)
le carbone dans le méthane $\ce{CH4}$
$\ce{CH4}$ : $x+4(+1)=0\Rightarrow x=-4$ , soit $\mathrm{n.o.}(\ce{C})=-\mathrm{IV}$ .

Exercice 4atome au sein d'un ion polyatomique

Détermine le nombre d'oxydation de l'atome indiqué.

a)
le soufre dans le sulfate $\ce{SO4^{2-}}$
Ici la somme des n.o. vaut la charge de l'ion.
$\ce{SO4^{2-}}$ : $x+4(-2)=-2\Rightarrow x=+6$ , soit $\mathrm{n.o.}(\ce{S})=+\mathrm{VI}$ .
b)
l'azote dans le nitrate $\ce{NO3^-}$
$\ce{NO3^-}$ : $x+3(-2)=-1\Rightarrow x=+5$ , soit $\mathrm{n.o.}(\ce{N})=+\mathrm{V}$ .
c)
le manganèse dans le permanganate $\ce{MnO4^-}$
$\ce{MnO4^-}$ : $x+4(-2)=-1\Rightarrow x=+7$ , soit $\mathrm{n.o.}(\ce{Mn})=+\mathrm{VII}$ .
d)
le chrome dans le dichromate $\ce{Cr2O7^{2-}}$
$\ce{Cr2O7^{2-}}$ : $2x+7(-2)=-2\Rightarrow 2x=12\Rightarrow x=+6$ , soit $\mathrm{n.o.}(\ce{Cr})=+\mathrm{VI}$ .

Exercice 5oxydation ou réduction ?

Pour chaque transformation d'un atome, calcule la variation de nombre d'oxydation, puis indique s'il s'agit d'une oxydation ou d'une réduction, et si l'atome perd ou capte des électrons.

a)
$\ce{Fe -> Fe^{2+}}$
n.o. qui augmente $=$ oxydation (perte d'électrons) ; qui diminue $=$ réduction (gain d'électrons).
$\ce{Fe}$ $(0)\to$ $\ce{Fe^{2+}}$ $(+\mathrm{II})$ : $\Delta=+2$ , oxydation, l'atome perd 2 électrons.
b)
$\ce{Cl2 -> 2 Cl^-}$
$\ce{Cl2}$ $(0)\to$ $\ce{Cl^-}$ $(-\mathrm{I})$ : $\Delta=-1$ par atome, réduction, chaque atome capte 1 électron.
c)
$\ce{Cu^{2+} -> Cu}$
$\ce{Cu^{2+}}$ $(+\mathrm{II})\to$ $\ce{Cu}$ $(0)$ : $\Delta=-2$ , réduction, l'ion capte 2 électrons.
d)
le soufre passant de $\ce{H2S}$ à $\ce{SO2}$
S : de $-\mathrm{II}$ (dans $\ce{H2S}$ ) à $+\mathrm{IV}$ (dans $\ce{SO2}$ ) : $\Delta=+6$ , oxydation, le soufre perd 6 électrons.

Exercice 6d'autres corps simples

Donne le nombre d'oxydation de l'élément indiqué dans chaque corps simple.

a)
l'azote dans le diazote $\ce{N2}$
Tout corps simple a un nombre d'oxydation nul.
$\ce{N2}$ : corps simple, $\mathrm{n.o.}(\ce{N})=0$ .
b)
le soufre dans la molécule de soufre $\ce{S8}$
$\ce{S8}$ : corps simple, $\mathrm{n.o.}(\ce{S})=0$ .
c)
le cuivre métallique $\ce{Cu}$
$\ce{Cu}$ : corps simple, $\mathrm{n.o.}(\ce{Cu})=0$ .
d)
l'oxygène dans l'ozone $\ce{O3}$
$\ce{O3}$ : corps simple (variété allotropique de l'oxygène), $\mathrm{n.o.}(\ce{O})=0$ .
e)
le brome dans le dibrome $\ce{Br2}$
$\ce{Br2}$ : corps simple, $\mathrm{n.o.}(\ce{Br})=0$ .

Exercice 7d'autres ions monoatomiques

Donne le nombre d'oxydation de l'élément dans chaque ion monoatomique.

a)
l'ion sodium $\ce{Na+}$
Pour un ion monoatomique, $\mathrm{n.o.}=$ charge de l'ion.
$\mathrm{n.o.}(\ce{Na+})=+\mathrm{I}$ .
b)
l'ion potassium $\ce{K+}$
$\mathrm{n.o.}(\ce{K+})=+\mathrm{I}$ .
c)
l'ion oxyde $\ce{O^{2-}}$
$\mathrm{n.o.}(\ce{O^{2-}})=-\mathrm{II}$ .
d)
l'ion sulfure $\ce{S^{2-}}$
$\mathrm{n.o.}(\ce{S^{2-}})=-\mathrm{II}$ .
e)
l'ion fer(III) $\ce{Fe^{3+}}$
$\mathrm{n.o.}(\ce{Fe^{3+}})=+\mathrm{III}$ .

Exercice 8l'oxygène : cas général et peroxydes

Détermine le nombre d'oxydation de l'oxygène dans chaque espèce (attention aux peroxydes !).

a)
le dioxyde de carbone $\ce{CO2}$
Rappel : O $=-\mathrm{II}$ en général, mais $-\mathrm{I}$ dans les peroxydes (liaison $\ce{O-O}$ ).
$\ce{CO2}$ : cas général, $\mathrm{n.o.}(\ce{O})=-\mathrm{II}$ .
b)
l'oxyde de sodium $\ce{Na2O}$
$\ce{Na2O}$ : oxyde ordinaire, $\mathrm{n.o.}(\ce{O})=-\mathrm{II}$ .
c)
le peroxyde de sodium $\ce{Na2O2}$
$\ce{Na2O2}$ : peroxyde ; $\ce{Na}=+\mathrm{I}$ donne $2(+1)+2x=0\Rightarrow x=-1$ , soit $\mathrm{n.o.}(\ce{O})=-\mathrm{I}$ .
d)
le peroxyde de baryum $\ce{BaO2}$
$\ce{BaO2}$ : peroxyde ; $\ce{Ba}=+\mathrm{II}$ donne $(+2)+2x=0\Rightarrow x=-1$ , soit $\mathrm{n.o.}(\ce{O})=-\mathrm{I}$ .

Exercice 9l'hydrogène : cas général et hydrures

Détermine le nombre d'oxydation de l'hydrogène dans chaque espèce (attention aux hydrures !).

a)
le fluorure d'hydrogène $\ce{HF}$
Rappel : H $=+\mathrm{I}$ en général, mais $-\mathrm{I}$ dans les hydrures métalliques.
$\ce{HF}$ : cas général, $\mathrm{n.o.}(\ce{H})=+\mathrm{I}$ .
b)
l'hydrure de calcium $\ce{CaH2}$
$\ce{CaH2}$ : hydrure ; $\ce{Ca}=+\mathrm{II}$ donne $(+2)+2x=0\Rightarrow x=-1$ , soit $\mathrm{n.o.}(\ce{H})=-\mathrm{I}$ .
c)
le sulfure d'hydrogène $\ce{H2S}$
$\ce{H2S}$ : cas général, $\mathrm{n.o.}(\ce{H})=+\mathrm{I}$ .
d)
l'hydrure de lithium $\ce{LiH}$
$\ce{LiH}$ : hydrure ; $\ce{Li}=+\mathrm{I}$ donne $(+1)+x=0\Rightarrow x=-1$ , soit $\mathrm{n.o.}(\ce{H})=-\mathrm{I}$ .

Exercice 10atome central d'une molécule neutre

Détermine le nombre d'oxydation de l'atome indiqué.

a)
le carbone dans le dioxyde de carbone $\ce{CO2}$
Molécule neutre : la somme des n.o. vaut $0$ ; $\ce{O}=-\mathrm{II}$ , $\ce{H}=+\mathrm{I}$ .
$\ce{CO2}$ : $x+2(-2)=0\Rightarrow x=+4$ , soit $\mathrm{n.o.}(\ce{C})=+\mathrm{IV}$ .
b)
le soufre dans le trioxyde de soufre $\ce{SO3}$
$\ce{SO3}$ : $x+3(-2)=0\Rightarrow x=+6$ , soit $\mathrm{n.o.}(\ce{S})=+\mathrm{VI}$ .
c)
le phosphore dans la phosphine $\ce{PH3}$
$\ce{PH3}$ : $x+3(+1)=0\Rightarrow x=-3$ , soit $\mathrm{n.o.}(\ce{P})=-\mathrm{III}$ .
d)
le chlore dans le chlorure d'hydrogène $\ce{HCl}$
$\ce{HCl}$ : $\ce{H}=+\mathrm{I}$ , donc $(+1)+x=0\Rightarrow x=-1$ , soit $\mathrm{n.o.}(\ce{Cl})=-\mathrm{I}$ .

Exercice 11atome au sein d'un oxoanion

Détermine le nombre d'oxydation de l'atome indiqué dans chaque ion.

a)
le carbone dans le carbonate $\ce{CO3^{2-}}$
La somme des n.o. vaut la charge de l'ion ; $\mathrm{n.o.}(\ce{O})=-\mathrm{II}$ .
$\ce{CO3^{2-}}$ : $x+3(-2)=-2\Rightarrow x=+4$ , soit $+\mathrm{IV}$ .
b)
le phosphore dans le phosphate $\ce{PO4^{3-}}$
$\ce{PO4^{3-}}$ : $x+4(-2)=-3\Rightarrow x=+5$ , soit $+\mathrm{V}$ .
c)
le soufre dans le sulfite $\ce{SO3^{2-}}$
$\ce{SO3^{2-}}$ : $x+3(-2)=-2\Rightarrow x=+4$ , soit $+\mathrm{IV}$ .
d)
le chlore dans le chlorate $\ce{ClO3^-}$
$\ce{ClO3^-}$ : $x+3(-2)=-1\Rightarrow x=+5$ , soit $+\mathrm{V}$ .

Exercice 12le n.o. dans un ion à plusieurs éléments

Détermine le nombre d'oxydation de l'atome indiqué.

a)
l'azote dans le nitrite $\ce{NO2^-}$
On garde $\ce{O}=-\mathrm{II}$ et $\ce{H}=+\mathrm{I}$ , la somme valant la charge de l'ion.
$\ce{NO2^-}$ : $x+2(-2)=-1\Rightarrow x=+3$ , soit $\mathrm{n.o.}(\ce{N})=+\mathrm{III}$ .
b)
le soufre dans l'hydrogénosulfate $\ce{HSO4^-}$
$\ce{HSO4^-}$ : $(+1)+x+4(-2)=-1\Rightarrow x=+6$ , soit $\mathrm{n.o.}(\ce{S})=+\mathrm{VI}$ .
c)
le chlore dans l'hypochlorite $\ce{ClO^-}$
$\ce{ClO^-}$ : $x+(-2)=-1\Rightarrow x=+1$ , soit $\mathrm{n.o.}(\ce{Cl})=+\mathrm{I}$ .
d)
le carbone dans l'hydrogénocarbonate $\ce{HCO3^-}$
$\ce{HCO3^-}$ : $(+1)+x+3(-2)=-1\Rightarrow x=+4$ , soit $\mathrm{n.o.}(\ce{C})=+\mathrm{IV}$ .

Exercice 13oxydation ou réduction ?

Pour chaque transformation, calcule la variation de nombre d'oxydation, indique s'il s'agit d'une oxydation ou d'une réduction, et si l'atome perd ou capte des électrons.

a)
$\ce{Zn -> Zn^{2+}}$
n.o. qui augmente $=$ oxydation (perte d'électrons) ; qui diminue $=$ réduction (gain).
$\ce{Zn}$ $(0)\to$ $\ce{Zn^{2+}}$ $(+\mathrm{II})$ : $\Delta=+2$ , oxydation, l'atome perd 2 électrons.
b)
$\ce{Ag+ -> Ag}$
$\ce{Ag+}$ $(+\mathrm{I})\to$ $\ce{Ag}$ $(0)$ : $\Delta=-1$ , réduction, l'ion capte 1 électron.
c)
$\ce{2 H+ -> H2}$
$\ce{H+}$ $(+\mathrm{I})\to$ $\ce{H2}$ $(0)$ : $\Delta=-1$ par atome, réduction, chaque $\ce{H+}$ capte 1 électron.
d)
$\ce{Al -> Al^{3+}}$
$\ce{Al}$ $(0)\to$ $\ce{Al^{3+}}$ $(+\mathrm{III})$ : $\Delta=+3$ , oxydation, l'atome perd 3 électrons.

Exercice 14les degrés d'oxydation du chlore

Détermine le nombre d'oxydation du chlore dans chaque espèce, puis classe-les du plus réduit au plus oxydé.

a)
l'ion chlorure $\ce{Cl^-}$
$\mathrm{n.o.}(\ce{O})=-\mathrm{II}$ ; on isole le chlore dans chaque espèce.
$\ce{Cl^-}$ : ion monoatomique, $-\mathrm{I}$ .
b)
le dichlore $\ce{Cl2}$
$\ce{Cl2}$ : corps simple, $0$ .
c)
l'acide hypochloreux $\ce{HClO}$
$\ce{HClO}$ : $(+1)+x+(-2)=0\Rightarrow x=+1$ , soit $+\mathrm{I}$ .
d)
le chlorate $\ce{ClO3^-}$
$\ce{ClO3^-}$ : $x+3(-2)=-1\Rightarrow x=+5$ , soit $+\mathrm{V}$ .
e)
le perchlorate $\ce{ClO4^-}$
$\ce{ClO4^-}$ : $x+4(-2)=-1\Rightarrow x=+7$ , soit $+\mathrm{VII}$ .
Du plus réduit au plus oxydé : $\ce{Cl^-}\,(-\mathrm{I}) < \ce{Cl2}\,(0) < \ce{HClO}\,(+\mathrm{I}) < \ce{ClO3^-}\,(+\mathrm{V}) < \ce{ClO4^-}\,(+\mathrm{VII})$ .

Exercice 15combien d'électrons pour un couple simple ?

Le nombre d'électrons échangés vaut $n=\lvert\Delta\,\mathrm{n.o.}\rvert$ . Donne $n$ pour chaque couple $\ce{Ox}$ / $\ce{Red}$ .

a)
$\ce{Zn^{2+}}$ / $\ce{Zn}$
$n=\lvert\mathrm{n.o.}(\text{Ox})-\mathrm{n.o.}(\text{Red})\rvert$ .
$\ce{Zn^{2+}}$ $(+\mathrm{II})$ / $\ce{Zn}$ $(0)$ : $n=2$ .
b)
$\ce{Ag+}$ / $\ce{Ag}$
$\ce{Ag+}$ $(+\mathrm{I})$ / $\ce{Ag}$ $(0)$ : $n=1$ .
c)
$\ce{Al^{3+}}$ / $\ce{Al}$
$\ce{Al^{3+}}$ $(+\mathrm{III})$ / $\ce{Al}$ $(0)$ : $n=3$ .
d)
$\ce{Fe^{3+}}$ / $\ce{Fe^{2+}}$
$\ce{Fe^{3+}}$ $(+\mathrm{III})$ / $\ce{Fe^{2+}}$ $(+\mathrm{II})$ : $n=1$ .

Moyen15 exercices

Exercice 1un même élément à plusieurs degrés : le manganèse

Détermine le nombre d'oxydation du manganèse dans chacune de ces espèces, puis range-les de la plus oxydée à la plus réduite.

a)
le permanganate $\ce{MnO4^-}$
On isole $x=\mathrm{n.o.}(\ce{Mn})$ dans chaque espèce ( $\mathrm{n.o.}(\ce{O})=-\mathrm{II}$ ).
$\ce{MnO4^-}$ : $x+4(-2)=-1\Rightarrow x=+7$ , soit $+\mathrm{VII}$ .
b)
le dioxyde de manganèse $\ce{MnO2}$
$\ce{MnO2}$ : $x+2(-2)=0\Rightarrow x=+4$ , soit $+\mathrm{IV}$ .
c)
l'ion $\ce{Mn^{2+}}$
$\ce{Mn^{2+}}$ : ion monoatomique, $+\mathrm{II}$ .
d)
le manganèse métallique $\ce{Mn}$
$\ce{Mn}$ : corps simple, $0$ .
Classement du plus oxydé au plus réduit : $\ce{MnO4^-}\,(+\mathrm{VII}) > \ce{MnO2}\,(+\mathrm{IV}) > \ce{Mn^{2+}}\,(+\mathrm{II}) > \ce{Mn}\,(0)$ .

Exercice 2variation du n.o. entre deux formes

Pour chaque élément, calcule son n.o. dans les deux espèces, la variation $\Delta$ , et conclus oxydation ou réduction.

a)
le carbone : $\ce{CH4}$ $\longrightarrow$ $\ce{CO2}$
C : $-\mathrm{IV}$ ( $\ce{CH4}$ ) $\to +\mathrm{IV}$ ( $\ce{CO2}$ ), $\Delta=+8$ : oxydation.
b)
le soufre : $\ce{SO2}$ $\longrightarrow$ $\ce{SO4^{2-}}$
S : $+\mathrm{IV}$ ( $\ce{SO2}$ ) $\to +\mathrm{VI}$ ( $\ce{SO4^{2-}}$ ), $\Delta=+2$ : oxydation.
c)
l'azote : $\ce{NO}$ $\longrightarrow$ $\ce{NO3^-}$
N : $+\mathrm{II}$ ( $\ce{NO}$ ) $\to +\mathrm{V}$ ( $\ce{NO3^-}$ ), $\Delta=+3$ : oxydation.
d)
le chrome : $\ce{Cr2O7^{2-}}$ $\longrightarrow$ $\ce{Cr^{3+}}$
Cr : $+\mathrm{VI}$ ( $\ce{Cr2O7^{2-}}$ ) $\to +\mathrm{III}$ ( $\ce{Cr^{3+}}$ ), $\Delta=-3$ : réduction.

Exercice 3lire une équation redox globale

Dans chaque équation, repère l'élément oxydé et l'élément réduit, puis nomme l'oxydant et le réducteur.

a)
$\ce{Zn + Cu^{2+} -> Zn^{2+} + Cu}$
On suit l'atome dont le n.o. varie. Rappel : le réducteur est l'espèce oxydée, l'oxydant est l'espèce réduite.
$\ce{Zn}$ $(0)\to$ $\ce{Zn^{2+}}$ $(+\mathrm{II})$ : $\ce{Zn}$ est oxydé (réducteur) ; $\ce{Cu^{2+}}$ $(+\mathrm{II})\to$ $\ce{Cu}$ $(0)$ est réduit, donc $\ce{Cu^{2+}}$ est l'oxydant.
b)
$\ce{Fe + 2 H+ -> Fe^{2+} + H2}$
$\ce{Fe}$ $(0)\to$ $\ce{Fe^{2+}}$ $(+\mathrm{II})$ : $\ce{Fe}$ est oxydé (réducteur) ; $\ce{H+}$ $(+\mathrm{I})\to$ $\ce{H2}$ $(0)$ est réduit, donc $\ce{H+}$ est l'oxydant.
c)
$\ce{2 Al + 3 Cl2 -> 2 AlCl3}$
$\ce{Al}$ $(0)\to +\mathrm{III}$ : $\ce{Al}$ est oxydé (réducteur) ; $\ce{Cl}$ $(0)\to -\mathrm{I}$ dans $\ce{AlCl3}$ est réduit, donc $\ce{Cl2}$ est l'oxydant.

Exercice 4cas piégeux : exceptions et n.o. moyens

Détermine le nombre d'oxydation de l'atome indiqué (attention aux exceptions !).

a)
l'oxygène dans le difluorure d'oxygène $\ce{OF2}$
$\ce{OF2}$ : le fluor est plus électronégatif que l'oxygène, donc $\mathrm{n.o.}(\ce{F})=-\mathrm{I}$ . Alors $x+2(-1)=0\Rightarrow x=+2$ : $\mathrm{n.o.}(\ce{O})=+\mathrm{II}$ (rare exception où O est positif).
b)
le fer dans la magnétite $\ce{Fe3O4}$
$\ce{Fe3O4}$ : $3x+4(-2)=0\Rightarrow 3x=8\Rightarrow x=+\tfrac{8}{3}\approx +2{,}67$ . C'est un n.o. moyen : la magnétite contient en réalité un mélange de $\ce{Fe^{2+}}$ et de $\ce{Fe^{3+}}$ (un $\ce{Fe^{2+}}$ pour deux $\ce{Fe^{3+}}$ ).
c)
le soufre dans le thiosulfate $\ce{S2O3^{2-}}$
$\ce{S2O3^{2-}}$ : $2x+3(-2)=-2\Rightarrow 2x=4\Rightarrow x=+2$ : $\mathrm{n.o.}(\ce{S})=+\mathrm{II}$ (n.o. moyen des deux soufres).
d)
l'azote dans l'ion ammonium $\ce{NH4+}$
$\ce{NH4+}$ : $x+4(+1)=+1\Rightarrow x=-3$ : $\mathrm{n.o.}(\ce{N})=-\mathrm{III}$ .

Exercice 5combien d'électrons échange un couple ?

Le nombre d'électrons d'une demi-équation vaut $n=\mathrm{n.o.}(\text{oxydant})-\mathrm{n.o.} (\text{réducteur})$ (compté sur tous les atomes concernés). Donne $n$ pour chaque couple.

a)
$\ce{MnO4^-}$ / $\ce{Mn^{2+}}$
$\ce{MnO4^-}$ / $\ce{Mn^{2+}}$ : Mn passe de $+\mathrm{VII}$ à $+\mathrm{II}$ , $n=7-2=5$ électrons.
b)
$\ce{Cr2O7^{2-}}$ / $\ce{Cr^{3+}}$
$\ce{Cr2O7^{2-}}$ / $\ce{Cr^{3+}}$ : Cr passe de $+\mathrm{VI}$ à $+\mathrm{III}$ , soit $3$ par atome ; mais il y a 2 atomes de Cr, donc $n=2\times 3=6$ électrons. (Piège classique !)
c)
$\ce{NO3^-}$ / $\ce{NO}$
$\ce{NO3^-}$ / $\ce{NO}$ : N passe de $+\mathrm{V}$ à $+\mathrm{II}$ , $n=5-2=3$ électrons.
d)
$\ce{S4O6^{2-}}$ / $\ce{S2O3^{2-}}$
$\ce{S4O6^{2-}}$ / $\ce{S2O3^{2-}}$ : le soufre passe d'un n.o. moyen de $+2{,}5$ (dans $\ce{S4O6^{2-}}$ ) à $+\mathrm{II}$ (dans $\ce{S2O3^{2-}}$ ), soit $0{,}5$ par atome ; sur les 4 atomes de soufre, $n=4\times 0{,}5=2$ électrons. La demi-équation est donc $\ce{S4O6^{2-} + 2 e^- <=> 2 S2O3^{2-}}$ .

Exercice 6nombres d'oxydation fractionnaires

Certaines espèces conduisent à un n.o. moyen, non entier. Détermine-le pour l'atome indiqué.

a)
le plomb dans le minium $\ce{Pb3O4}$
Un n.o. non entier est une moyenne sur les atomes concernés (ou traduit une exception).
$\ce{Pb3O4}$ : $3x+4(-2)=0\Rightarrow 3x=8\Rightarrow x=+\tfrac{8}{3}\approx+2{,}67$ . Le minium contient en réalité un mélange de $\ce{Pb^{2+}}$ et de $\ce{Pb^{4+}}$ (deux $\ce{Pb^{2+}}$ pour un $\ce{Pb^{4+}}$ ).
b)
l'oxygène dans le superoxyde de potassium $\ce{KO2}$
$\ce{KO2}$ : superoxyde ; $\ce{K}=+\mathrm{I}$ donne $(+1)+2x=0\Rightarrow x=-\tfrac{1}{2}$ . L'oxygène y est au n.o. $-\tfrac{1}{2}$ (exception distincte du peroxyde).
c)
l'azote dans l'ion azoture $\ce{N3^-}$
$\ce{N3^-}$ : $3x=-1\Rightarrow x=-\tfrac{1}{3}$ .
d)
le carbone dans le propane $\ce{C3H8}$
$\ce{C3H8}$ : $3x+8(+1)=0\Rightarrow 3x=-8\Rightarrow x=-\tfrac{8}{3}\approx-2{,}67$ .

Exercice 7l'échelle d'oxydation du carbone

Détermine le nombre d'oxydation du carbone dans chaque molécule (à un seul atome de carbone), puis classe-les de la plus réduite à la plus oxydée.

a)
le méthanol $\ce{CH3OH}$
Molécule neutre à un seul carbone : $x=\mathrm{n.o.}(\ce{C})$ , avec $\ce{H}=+\mathrm{I}$ et $\ce{O}=-\mathrm{II}$ .
$\ce{CH3OH}$ : $x+4(+1)+(-2)=0\Rightarrow x=-2$ , soit $-\mathrm{II}$ .
b)
le méthanal $\ce{HCHO}$
$\ce{HCHO}$ : $x+2(+1)+(-2)=0\Rightarrow x=0$ .
c)
l'acide méthanoïque $\ce{HCOOH}$
$\ce{HCOOH}$ : $x+2(+1)+2(-2)=0\Rightarrow x=+2$ , soit $+\mathrm{II}$ .
d)
le dioxyde de carbone $\ce{CO2}$
$\ce{CO2}$ : $x+2(-2)=0\Rightarrow x=+4$ , soit $+\mathrm{IV}$ .
Du plus réduit au plus oxydé : $\ce{CH3OH}\,(-\mathrm{II}) < \ce{HCHO}\,(0) < \ce{HCOOH}\,(+\mathrm{II}) < \ce{CO2}\,(+\mathrm{IV})$ : c'est l'oxydation progressive du carbone.

Exercice 8repérer l'oxydant et le réducteur

Dans chaque équation, repère les n.o. qui varient, puis nomme l'oxydant et le réducteur.

a)
$\ce{2 KI + Cl2 -> 2 KCl + I2}$
On suit l'atome dont le n.o. varie ; l'oxydant est réduit, le réducteur est oxydé.
$\ce{I}$ $(-\mathrm{I}\to 0)$ est oxydé : $\ce{KI}$ (via $\ce{I^-}$ ) est le réducteur ; $\ce{Cl}$ $(0\to-\mathrm{I})$ est réduit : $\ce{Cl2}$ est l'oxydant.
b)
$\ce{Fe2O3 + 2 Al -> 2 Fe + Al2O3}$
$\ce{Al}$ $(0\to+\mathrm{III})$ est oxydé : $\ce{Al}$ est le réducteur ; $\ce{Fe}$ $(+\mathrm{III}\to 0)$ est réduit : $\ce{Fe2O3}$ est l'oxydant (réaction aluminothermique).
c)
$\ce{2 H2S + SO2 -> 3 S + 2 H2O}$
Le soufre de $\ce{H2S}$ $(-\mathrm{II}\to 0)$ est oxydé : $\ce{H2S}$ est le réducteur ; le soufre de $\ce{SO2}$ $(+\mathrm{IV}\to 0)$ est réduit : $\ce{SO2}$ est l'oxydant (les deux soufres se rejoignent à $0$ : médiamutation).

Exercice 9nombre d'électrons échangés par un couple

Donne le nombre total $n$ d'électrons de la demi-équation associée à chaque couple (attention au nombre d'atomes concernés !).

a)
$\ce{SO4^{2-}}$ / $\ce{SO2}$
$n=\lvert\Delta\,\mathrm{n.o.}\rvert$ compté sur tous les atomes qui changent de n.o.
$\ce{SO4^{2-}}$ / $\ce{SO2}$ : S de $+\mathrm{VI}$ à $+\mathrm{IV}$ , $n=2$ .
b)
$\ce{NO3^-}$ / $\ce{NH4+}$
$\ce{NO3^-}$ / $\ce{NH4+}$ : N de $+\mathrm{V}$ à $-\mathrm{III}$ , $n=5-(-3)=8$ .
c)
$\ce{IO3^-}$ / $\ce{I2}$
$\ce{IO3^-}$ / $\ce{I2}$ : I de $+\mathrm{V}$ à $0$ , mais $\ce{I2}$ compte 2 atomes ( $\ce{2 IO3^- <=> I2}$ ), d'où $n=2\times 5=10$ .
d)
$\ce{H2O2}$ / $\ce{H2O}$
$\ce{H2O2}$ / $\ce{H2O}$ : O de $-\mathrm{I}$ à $-\mathrm{II}$ , et $\ce{H2O2}$ compte 2 O, d'où $n=2\times 1=2$ .

Exercice 10l'eau oxygénée, à la fois oxydant et réducteur

On étudie le peroxyde d'hydrogène $\ce{H2O2}$ .

a)
Détermine le nombre d'oxydation de l'oxygène dans $\ce{H2O2}$ .
$\ce{H2O2}$ : $2(+1)+2x=0\Rightarrow x=-1$ , soit $\mathrm{n.o.}(\ce{O})=-\mathrm{I}$ .
b)
Dans la transformation $\ce{H2O2 -> H2O}$ , l'oxygène est-il oxydé ou réduit ? $\ce{H2O2}$ joue-t-il alors le rôle d'oxydant ou de réducteur ?
$\ce{H2O2 -> H2O}$ : O passe de $-\mathrm{I}$ à $-\mathrm{II}$ (n.o. diminue) : réduction. $\ce{H2O2}$ capte des électrons : il joue le rôle d'oxydant.
c)
Dans la transformation $\ce{H2O2 -> O2}$ , l'oxygène est-il oxydé ou réduit ? $\ce{H2O2}$ joue-t-il alors le rôle d'oxydant ou de réducteur ?
$\ce{H2O2 -> O2}$ : O passe de $-\mathrm{I}$ à $0$ (n.o. augmente) : oxydation. $\ce{H2O2}$ cède des électrons : il joue le rôle de réducteur.
d)
Que peut-on en conclure sur le caractère redox de $\ce{H2O2}$ ?
Son oxygène occupe un n.o. intermédiaire ( $-\mathrm{I}$ , entre $-\mathrm{II}$ et $0$ ) : $\ce{H2O2}$ peut donc être oxydant ou réducteur, et même se dismuter ( $\ce{2 H2O2 -> 2 H2O + O2}$ ).

Exercice 11une dismutation : le dichlore dans la soude

Le dichlore réagit avec la soude froide : $\ce{Cl2 + 2 NaOH -> NaCl + NaClO + H2O}$ .

a)
Détermine le nombre d'oxydation du chlore dans $\ce{Cl2}$ , $\ce{NaCl}$ et $\ce{NaClO}$ .
$\ce{Cl2}$ : corps simple, $0$ . $\ce{NaCl}$ : $\ce{Na}=+\mathrm{I}$ donne $\mathrm{n.o.}(\ce{Cl})=-\mathrm{I}$ . $\ce{NaClO}$ : $\ce{Na}=+\mathrm{I}$ , $\ce{O}=-\mathrm{II}$ donnent $(+1)+x+(-2)=0\Rightarrow x=+1$ , soit $+\mathrm{I}$ .
b)
Un même élément est-il à la fois oxydé et réduit ? Précise dans quelle espèce.
Oui : le chlore de $\ce{Cl2}$ $(0)$ est à la fois réduit en $\ce{Cl^-}$ $(-\mathrm{I})$ et oxydé en $\ce{ClO^-}$ $(+\mathrm{I})$ .
c)
Comment nomme-t-on ce type de réaction ?
Un même élément joue le rôle d'oxydant et de réducteur : c'est une dismutation (ou disproportionation).

Exercice 12l'azote dans tous ses états

Détermine le nombre d'oxydation de l'azote dans chaque espèce, puis range-les par n.o. croissant.

a)
l'ion ammonium $\ce{NH4+}$
$\ce{O}=-\mathrm{II}$ , $\ce{H}=+\mathrm{I}$ ; on isole l'azote.
$\ce{NH4+}$ : $x+4(+1)=+1\Rightarrow x=-3$ , soit $-\mathrm{III}$ .
b)
le diazote $\ce{N2}$
$\ce{N2}$ : corps simple, $0$ .
c)
le protoxyde d'azote $\ce{N2O}$
$\ce{N2O}$ : $2x+(-2)=0\Rightarrow x=+1$ , soit $+\mathrm{I}$ .
d)
le dioxyde d'azote $\ce{NO2}$
$\ce{NO2}$ : $x+2(-2)=0\Rightarrow x=+4$ , soit $+\mathrm{IV}$ .
e)
l'ion nitrate $\ce{NO3^-}$
$\ce{NO3^-}$ : $x+3(-2)=-1\Rightarrow x=+5$ , soit $+\mathrm{V}$ .
Par n.o. croissant : $\ce{NH4+}\,(-\mathrm{III}) < \ce{N2}\,(0) < \ce{N2O}\,(+\mathrm{I}) < \ce{NO2}\,(+\mathrm{IV}) < \ce{NO3^-}\,(+\mathrm{V})$ .

Exercice 13quand l'électronégativité décide

Détermine le nombre d'oxydation de l'atome indiqué (pense à comparer les électronégativités).

a)
le chlore dans l'heptoxyde de dichlore $\ce{Cl2O7}$
On attribue $-\mathrm{I}$ (ou $-\mathrm{II}$ pour O) à l'élément le plus électronégatif de la liaison.
$\ce{Cl2O7}$ : O ( $-\mathrm{II}$ ) est plus électronégatif que Cl ; $2x+7(-2)=0\Rightarrow 2x=14\Rightarrow x=+7$ , soit $\mathrm{n.o.}(\ce{Cl})=+\mathrm{VII}$ .
b)
le chlore dans le monochlorure d'iode $\ce{ICl}$
$\ce{ICl}$ : Cl est plus électronégatif que I, donc $\mathrm{n.o.}(\ce{Cl})=-\mathrm{I}$ .
c)
le brome dans le pentafluorure de brome $\ce{BrF5}$
$\ce{BrF5}$ : F est le plus électronégatif ( $-\mathrm{I}$ ) ; $x+5(-1)=0\Rightarrow x=+5$ , soit $\mathrm{n.o.}(\ce{Br})=+\mathrm{V}$ .
d)
l'iode dans le monochlorure d'iode $\ce{ICl}$
$\ce{ICl}$ : puisque $\ce{Cl}=-\mathrm{I}$ et la molécule est neutre, $\mathrm{n.o.}(\ce{I})=+\mathrm{I}$ .

Exercice 14réaction redox ou non ?

Pour chaque équation, dis s'il s'agit d'une réaction d'oxydo-réduction, en repérant les n.o. qui varient.

a)
$\ce{CaCO3 -> CaO + CO2}$
Une réaction est redox si et seulement si au moins un n.o. varie.
$\ce{CaCO3 -> CaO + CO2}$ : Ca $(+\mathrm{II})$ , C $(+\mathrm{IV})$ , O $(-\mathrm{II})$ inchangés. Non redox (décomposition).
b)
$\ce{4 Fe(OH)2 + O2 + 2 H2O -> 4 Fe(OH)3}$
$\ce{4 Fe(OH)2 + O2 + 2 H2O -> 4 Fe(OH)3}$ : Fe $(+\mathrm{II}\to+\mathrm{III})$ oxydé, O de $\ce{O2}$ $(0\to-\mathrm{II})$ réduit. Redox.
c)
$\ce{2 KClO3 -> 2 KCl + 3 O2}$
$\ce{2 KClO3 -> 2 KCl + 3 O2}$ : Cl $(+\mathrm{V}\to-\mathrm{I})$ réduit, O $(-\mathrm{II}\to 0)$ oxydé. Redox (interne).
d)
$\ce{2 CrO4^{2-} + 2 H+ -> Cr2O7^{2-} + H2O}$
$\ce{2 CrO4^{2-} + 2 H+ -> Cr2O7^{2-} + H2O}$ : Cr reste à $+\mathrm{VI}$ des deux côtés. Non redox (condensation acido-basique). Piège classique !

Exercice 15raisonner à l'envers : charge et formule

Utilise la règle de la somme des n.o. pour répondre.

a)
Dans l'ion $\ce{XO4^{n-}}$ , l'élément X est au n.o. $+\mathrm{VII}$ . Quelle est la charge $n$ de l'ion ?
$\ce{XO4^{n-}}$ : $(+7)+4(-2)=-n\Rightarrow -1=-n\Rightarrow n=1$ . L'ion porte la charge $-1$ (comme $\ce{MnO4^-}$ ).
b)
Un oxyde neutre a pour formule $\ce{X2O3}$ . Quel est le n.o. de X ?
$\ce{X2O3}$ : $2x+3(-2)=0\Rightarrow 2x=6\Rightarrow x=+3$ , soit $\mathrm{n.o.}(\ce{X})=+\mathrm{III}$ .
c)
Détermine le n.o. du manganèse dans l'ion manganate $\ce{MnO4^{2-}}$ , puis compare-le à celui du permanganate $\ce{MnO4^-}$ .
$\ce{MnO4^{2-}}$ : $x+4(-2)=-2\Rightarrow x=+6$ , soit $+\mathrm{VI}$ ; c'est un degré de moins que le permanganate $\ce{MnO4^-}$ ( $+\mathrm{VII}$ ).
d)
Dans l'ion $\ce{Cr2O7^{n-}}$ , le chrome est au n.o. $+\mathrm{VI}$ . Détermine la charge $n$ .
$\ce{Cr2O7^{n-}}$ : $2(+6)+7(-2)=-n\Rightarrow 12-14=-n\Rightarrow n=2$ . La charge est $-2$ .

Difficile15 exercices

Exercice 1vrai ou faux : les définitions

Pour chaque proposition, indique si elle est vraie ou fausse (et corrige les fausses). Combien de propositions sont vraies ?

a)
Le nombre d'oxydation d'un ion monoatomique est égal à sa charge.
Vrai : par définition, $\mathrm{n.o.}=$ charge pour un ion monoatomique (ex. $\ce{Fe^{3+}}\to +\mathrm{III}$ ).
b)
Lorsqu'un élément s'oxyde, son nombre d'oxydation diminue.
Faux : s'oxyder, c'est perdre des électrons, donc le n.o. augmente.
c)
L'oxydant est l'espèce qui capte des électrons et qui est réduite au cours de la réaction.
Vrai : l'oxydant capte les électrons ; il est donc réduit.
d)
Le nombre d'oxydation de l'hydrogène vaut toujours $+\mathrm{I}$ .
Faux : $\mathrm{n.o.}(\ce{H})=+\mathrm{I}$ sauf dans les hydrures métalliques ( $-\mathrm{I}$ ) et dans $\ce{H2}$ ( $0$ ).
e)
Dans un corps simple, le nombre d'oxydation d'un atome est nul.
Vrai : dans un corps simple, $\mathrm{n.o.}=0$ .
Bilan : 3 propositions vraies (a, c, e).

Exercice 2tous les éléments d'un composé, et un piège

On s'intéresse au permanganate de potassium $\ce{KMnO4}$ .

a)
Détermine le nombre d'oxydation de chaque élément : $\ce{K}$ , $\ce{Mn}$ et $\ce{O}$ .
$\ce{K}$ est un alcalin : $+\mathrm{I}$ ; $\ce{O}$ : $-\mathrm{II}$ . Pour Mn, la molécule est neutre : $(+1)+x+4(-2)=0\Rightarrow x=+7$ , soit $\mathrm{n.o.}(\ce{Mn})=+\mathrm{VII}$ .
b)
Un étudiant écrit $\mathrm{n.o.}(\ce{Mn})=+\mathrm{VIII}$ . Explique son erreur et donne la bonne valeur.
L'étudiant a oublié le potassium : en écrivant $x+4(-2)=0$ il trouve $+8$ . Il faut inclure $\mathrm{n.o.}(\ce{K})=+\mathrm{I}$ . De plus, le manganèse (groupe 7) ne peut pas dépasser $+\mathrm{VII}$ : $+\mathrm{VIII}$ est impossible. La bonne valeur est $+\mathrm{VII}$ .

Exercice 3reconnaître une réaction d'oxydo-réduction

Parmi les réactions suivantes, lesquelles sont des réactions d'oxydo-réduction ? Justifie en repérant les atomes dont le nombre d'oxydation varie.

a)
$\ce{NaCl + AgNO3 -> AgCl v + NaNO3}$
Une réaction est redox si et seulement si au moins un atome change de n.o.
$\ce{NaCl + AgNO3 -> AgCl + NaNO3}$ : $\ce{Na}$ $(+\mathrm{I})$ , $\ce{Cl}$ $(-\mathrm{I})$ , $\ce{Ag}$ $(+\mathrm{I})$ , $\ce{N}$ $(+\mathrm{V})$ inchangés. Non redox (précipitation).
b)
$\ce{Cu + 4 HNO3 -> Cu(NO3)2 + 2 NO2 ^ + 2 H2O}$
$\ce{Cu + 4 HNO3 -> Cu(NO3)2 + 2 NO2 + 2 H2O}$ : $\ce{Cu}$ $:0\to+\mathrm{II}$ (oxydé) et une partie de l'azote $:+\mathrm{V}\to+\mathrm{IV}$ (réduit en $\ce{NO2}$ ). Redox.
c)
$\ce{2 Na + 2 H2O -> 2 NaOH + H2 ^}$
$\ce{2 Na + 2 H2O -> 2 NaOH + H2}$ : $\ce{Na}$ $:0\to+\mathrm{I}$ (oxydé), $\ce{H}$ $:+\mathrm{I}\to 0$ (réduit en $\ce{H2}$ ). Redox.
d)
$\ce{CO2 + H2O -> H2CO3}$
$\ce{CO2 + H2O -> H2CO3}$ : $\ce{C}$ $(+\mathrm{IV})$ , $\ce{O}$ $(-\mathrm{II})$ , $\ce{H}$ $(+\mathrm{I})$ inchangés. Non redox (hydratation acido-basique).
Réactions redox : b) et c).

Exercice 4un élément oxydé et réduit à la fois

On considère la réaction (non équilibrée)

\ce{MnSO4 + KMnO4 + H2O -> MnO2 + H2SO4 + K2SO4}.

a)
Détermine le nombre d'oxydation du manganèse dans $\ce{MnSO4}$ , $\ce{KMnO4}$ et $\ce{MnO2}$ .
$\ce{MnSO4}$ : l'ion sulfate est $\ce{SO4^{2-}}$ , donc $\mathrm{n.o.}(\ce{Mn})=+\mathrm{II}$ . $\ce{KMnO4}$ : $+\mathrm{VII}$ . $\ce{MnO2}$ : $x+2(-2)=0\Rightarrow +\mathrm{IV}$ .
b)
Quel manganèse est oxydé ? Lequel est réduit ?
Le manganèse de $\ce{MnSO4}$ passe de $+\mathrm{II}$ à $+\mathrm{IV}$ : il est oxydé. Celui de $\ce{KMnO4}$ passe de $+\mathrm{VII}$ à $+\mathrm{IV}$ : il est réduit. Les deux « se rejoignent » à $+\mathrm{IV}$ ( $\ce{MnO2}$ ) : c'est une médiamutation.
c)
Le permanganate $\ce{KMnO4}$ joue-t-il le rôle d'oxydant ou de réducteur ?
$\ce{KMnO4}$ est réduit : c'est donc l'oxydant (et $\ce{MnSO4}$ , oxydé, est le réducteur).

Exercice 5relier n.o., formule et sens de la réaction

Les sels de fer usuels sont le sulfate de fer(II) $\ce{FeSO4}$ et le sulfate de fer(III) $\ce{Fe2(SO4)3}$ (l'ion sulfate est $\ce{SO4^{2-}}$ ).

a)
Quel est le nombre d'oxydation du fer dans $\ce{FeSO4}$ ?
$\ce{FeSO4}$ : avec $\ce{SO4^{2-}}$ , on a $\mathrm{n.o.}(\ce{Fe})=+\mathrm{II}$ .
b)
Quel est le nombre d'oxydation du fer dans $\ce{Fe2(SO4)3}$ ?
$\ce{Fe2(SO4)3}$ : trois sulfates apportent $3\times(-2)=-6$ , donc $2\,\mathrm{n.o.}(\ce{Fe})=+6$ , soit $\mathrm{n.o.}(\ce{Fe})=+\mathrm{III}$ .
c)
Lorsqu'on transforme $\ce{FeSO4}$ en $\ce{Fe2(SO4)3}$ , le fer est-il oxydé ou réduit ? Combien d'électrons chaque atome de fer échange-t-il ?
Le fer passe de $+\mathrm{II}$ à $+\mathrm{III}$ : il est oxydé, et chaque atome de fer perd 1 électron.

Exercice 6l'échelle des degrés d'oxydation de l'azote

On considère les espèces $\ce{NH3}$ , $\ce{N2}$ , $\ce{N2O}$ , $\ce{NO}$ , $\ce{NO2}$ et $\ce{HNO3}$ .

a)
Détermine le nombre d'oxydation de l'azote dans chacune de ces six espèces et place-les sur une échelle allant de $-\mathrm{III}$ à $+\mathrm{V}$ .
$\ce{NH3}$ : $-\mathrm{III}$ ; $\ce{N2}$ : $0$ ; $\ce{N2O}$ : $2x+(-2)=0\Rightarrow +\mathrm{I}$ ; $\ce{NO}$ : $+\mathrm{II}$ ; $\ce{NO2}$ : $+\mathrm{IV}$ ; $\ce{HNO3}$ : $+\mathrm{V}$ .
b)
Parmi elles, laquelle ne peut être qu'un réducteur ? Laquelle ne peut être qu'un oxydant ? Justifie à l'aide des n.o. extrêmes.
$\ce{NH3}$ est au n.o. le plus bas ( $-\mathrm{III}$ ) : l'azote ne peut plus y descendre, donc $\ce{NH3}$ ne peut être qu'oxydé $\Rightarrow$ réducteur seulement. $\ce{HNO3}$ est au n.o. le plus haut ( $+\mathrm{V}$ , degré maximal de l'azote) : il ne peut qu'être réduit $\Rightarrow$ oxydant seulement.
c)
L'azote de $\ce{N2}$ (degré $0$ ) pourrait-il en principe subir une dismutation ? Explique ce que cela signifierait en termes de n.o.
Oui : à un degré intermédiaire ( $0$ ), $\ce{N2}$ pourrait a priori se dismuter, c'est-à-dire donner simultanément une espèce où N descend (par ex. $-\mathrm{III}$ ) et une où N monte (par ex. $+\mathrm{II}$ ) — un même élément à la fois oxydé et réduit.

Exercice 7oxydation d'un alcool : suivre le carbone

L'oxydation ménagée de l'éthanol conduit d'abord à l'éthanal, puis à l'acide éthanoïque (acétique) :

\underset{\text{éthanol}}{\ce{CH3CH2OH}}\ \longrightarrow\ \underset{\text{éthanal}}{\ce{CH3CHO}}\ \longrightarrow\ \underset{\text{acide éthanoïque}}{\ce{CH3COOH}}.

a)
Détermine le nombre d'oxydation moyen du carbone dans ces trois molécules (chacune a 2 atomes de carbone).
Molécule neutre à 2 carbones : $2x+(\text{apport des H})+(\text{apport des O})=0$ .
$\ce{CH3CH2OH}$ ( $\ce{C2H6O}$ ) : $2x+6(+1)+(-2)=0\Rightarrow 2x=-4\Rightarrow x=-2$ (n.o. moyen $-\mathrm{II}$ ). $\ce{CH3CHO}$ ( $\ce{C2H4O}$ ) : $2x+4(+1)+(-2)=0\Rightarrow x=-1$ ( $-\mathrm{I}$ ). $\ce{CH3COOH}$ ( $\ce{C2H4O2}$ ) : $2x+4(+1)+2(-2)=0\Rightarrow x=0$ .
b)
À chaque étape, le carbone est-il globalement oxydé ou réduit ? Justifie par la variation du n.o. moyen.
À chaque étape le n.o. moyen augmente de $+1$ ( $-\mathrm{II}\to-\mathrm{I}\to 0$ ) : le carbone est oxydé à chaque fois.
c)
Ces transformations nécessitent un oxydant. L'éthanol y joue-t-il le rôle d'oxydant ou de réducteur ?
Le carbone perd des électrons (n.o. qui monte) : l'éthanol est oxydé, il joue donc le rôle de réducteur.

Exercice 8le dioxyde de soufre, oxydant ou réducteur selon le partenaire

a)
Détermine le nombre d'oxydation du soufre dans $\ce{H2S}$ , $\ce{SO2}$ et l'ion sulfate $\ce{SO4^{2-}}$ .
$\ce{H2S}$ : $-\mathrm{II}$ ; $\ce{SO2}$ : $x+2(-2)=0\Rightarrow +\mathrm{IV}$ ; $\ce{SO4^{2-}}$ : $x+4(-2)=-2\Rightarrow +\mathrm{VI}$ .
b)
Dans la réaction $\ce{2 H2S + SO2 -> 3 S + 2 H2O}$ , quel est le rôle (oxydant ou réducteur) de $\ce{SO2}$ ? Justifie par le n.o. du soufre.
Dans $\ce{2 H2S + SO2 -> 3 S + 2 H2O}$ , le soufre de $\ce{SO2}$ passe de $+\mathrm{IV}$ à $0$ : il est réduit, donc $\ce{SO2}$ est l'oxydant.
c)
Dans la réaction $\ce{SO2 + Br2 + 2 H2O -> SO4^{2-} + 2 Br^- + 4 H+}$ , quel est le rôle de $\ce{SO2}$ ?
Dans $\ce{SO2 + Br2 + 2 H2O -> SO4^{2-} + 2 Br^- + 4 H+}$ , le soufre passe de $+\mathrm{IV}$ à $+\mathrm{VI}$ : il est oxydé, donc $\ce{SO2}$ est le réducteur.
d)
Explique pourquoi $\ce{SO2}$ peut se comporter tantôt en oxydant, tantôt en réducteur.
Le soufre de $\ce{SO2}$ occupe un degré intermédiaire ( $+\mathrm{IV}$ , entre $-\mathrm{II}$ et $+\mathrm{VI}$ ) : il peut aussi bien monter que descendre, d'où son double comportement.

Exercice 9une médiamutation : la décomposition du nitrate d'ammonium

Chauffé, le nitrate d'ammonium se décompose selon $\ce{NH4NO3 -> N2O + 2 H2O}$ .

a)
Le solide $\ce{NH4NO3}$ associe l'ion ammonium $\ce{NH4+}$ et l'ion nitrate $\ce{NO3^-}$ . Détermine le n.o. de l'azote dans chacun de ces deux ions.
$\ce{NH4+}$ : $x+4(+1)=+1\Rightarrow x=-3$ ( $-\mathrm{III}$ ). $\ce{NO3^-}$ : $x+3(-2)=-1\Rightarrow x=+5$ ( $+\mathrm{V}$ ).
b)
Détermine le n.o. de l'azote dans le produit $\ce{N2O}$ .
$\ce{N2O}$ : $2x+(-2)=0\Rightarrow x=+1$ ( $+\mathrm{I}$ ).
c)
Lequel des deux azotes est oxydé ? Lequel est réduit ? Comment nomme-t-on ce phénomène où deux formes d'un même élément convergent vers un degré intermédiaire ?
L'azote de $\ce{NH4+}$ passe de $-\mathrm{III}$ à $+\mathrm{I}$ : il est oxydé. Celui de $\ce{NO3^-}$ passe de $+\mathrm{V}$ à $+\mathrm{I}$ : il est réduit. Deux formes d'un même élément qui convergent vers un degré intermédiaire : c'est une médiamutation (comproportionation).
d)
Combien d'électrons chaque azote échange-t-il ? Vérifie que l'échange est équilibré.
L'azote oxydé cède $1-(-3)=4$ électrons ; l'azote réduit capte $5-1=4$ électrons. L'échange est équilibré ( $4=4$ ).

Exercice 10le piège de la liaison peroxo : l'ion peroxodisulfate

L'ion peroxodisulfate $\ce{S2O8^{2-}}$ , oxydant puissant, possède une liaison peroxo $\ce{O-O}$ : deux de ses huit oxygènes sont de type peroxyde.

a)
En appliquant aveuglément la règle $\ce{O}=-\mathrm{II}$ à tous les oxygènes, quel n.o. « apparent » du soufre obtient-on ? Pourquoi ce résultat est-il suspect ?
En posant $\ce{O}=-\mathrm{II}$ partout : $2x+8(-2)=-2\Rightarrow 2x=14\Rightarrow x=+7$ . Or le soufre (groupe 16) ne peut dépasser $+\mathrm{VI}$ : la valeur $+\mathrm{VII}$ est impossible, signe qu'une hypothèse est fausse.
b)
Sachant que 2 oxygènes sont au n.o. $-\mathrm{I}$ (peroxo) et 6 au n.o. $-\mathrm{II}$ , recalcule le vrai n.o. du soufre.
Avec 2 oxygènes peroxo à $-\mathrm{I}$ et 6 oxygènes à $-\mathrm{II}$ : $2x+2(-1)+6(-2)=-2\Rightarrow 2x-14=-2\Rightarrow 2x=12\Rightarrow x=+6$ , soit $\mathrm{n.o.}(\ce{S})=+\mathrm{VI}$ .
c)
Quelle leçon en tirer sur l'usage de la règle de la somme ?
La règle de la somme suppose des n.o. « standard » pour les oxygènes ; il faut d'abord repérer les liaisons inhabituelles (peroxo, superoxo…) sous peine d'obtenir un n.o. aberrant.

Exercice 11les oxydes de fer : degrés multiples et n.o. moyen

Le fer forme trois oxydes courants : la wustite $\ce{FeO}$ , l'hématite $\ce{Fe2O3}$ et la magnétite $\ce{Fe3O4}$ .

a)
Détermine le n.o. du fer dans $\ce{FeO}$ et dans $\ce{Fe2O3}$ .
$\ce{FeO}$ : $x+(-2)=0\Rightarrow +\mathrm{II}$ . $\ce{Fe2O3}$ : $2x+3(-2)=0\Rightarrow 2x=6\Rightarrow +\mathrm{III}$ .
b)
Détermine le n.o. moyen du fer dans $\ce{Fe3O4}$ , et montre qu'il est cohérent avec une structure $\ce{FeO.Fe2O3}$ (un $\ce{Fe^{2+}}$ pour deux $\ce{Fe^{3+}}$ ).
$\ce{Fe3O4}$ : $3x+4(-2)=0\Rightarrow 3x=8\Rightarrow x=+\tfrac{8}{3}\approx+2{,}67$ . Avec un $\ce{Fe^{2+}}$ et deux $\ce{Fe^{3+}}$ : $\dfrac{(+2)+2(+3)}{3}=\dfrac{8}{3}$ : la magnétite est bien $\ce{FeO.Fe2O3}$ .
c)
Lors de l'oxydation $\ce{6 FeO + O2 -> 2 Fe3O4}$ , le fer est-il globalement oxydé ou réduit ? Que devient l'oxygène du $\ce{O2}$ ?
Le fer passe d'un n.o. moyen de $+\mathrm{II}$ ( $\ce{FeO}$ ) à $+\tfrac{8}{3}$ ( $\ce{Fe3O4}$ ) : il est oxydé (partiellement). L'oxygène de $\ce{O2}$ passe de $0$ à $-\mathrm{II}$ : il est réduit.

Exercice 12oxydo-réduction et respiration cellulaire

La respiration cellulaire oxyde le glucose : $\ce{C6H12O6 + 6 O2 -> 6 CO2 + 6 H2O}$ .

a)
Détermine le n.o. moyen du carbone dans le glucose $\ce{C6H12O6}$ .
$\ce{C6H12O6}$ : $6x+12(+1)+6(-2)=0\Rightarrow 6x=0\Rightarrow x=0$ (n.o. moyen du carbone nul).
b)
Détermine le n.o. du carbone dans $\ce{CO2}$ .
$\ce{CO2}$ : $x+2(-2)=0\Rightarrow x=+4$ ( $+\mathrm{IV}$ ).
c)
Le carbone est-il oxydé ou réduit au cours de la respiration ? Combien d'électrons chaque atome de carbone échange-t-il ? Combien pour une molécule de glucose (6 carbones) ?
Le carbone passe de $0$ à $+\mathrm{IV}$ : il est oxydé. Chaque atome cède $4$ électrons ; pour une molécule de glucose (6 C), cela fait $6\times4=24$ électrons.
d)
Que devient l'oxygène du $\ce{O2}$ ? En déduire le rôle (oxydant / réducteur) du dioxygène.
L'oxygène de $\ce{O2}$ passe de $0$ à $-\mathrm{II}$ : il est réduit. Le dioxygène est donc l'oxydant (accepteur final d'électrons de la respiration).

Exercice 13vrai ou faux : subtilités du nombre d'oxydation

Indique si chaque proposition est vraie ou fausse (corrige les fausses). Combien sont vraies ?

a)
Un nombre d'oxydation peut être une fraction non entière.
Vrai : un n.o. moyen peut être fractionnaire (ex. $\ce{Fe3O4}$ : $+\tfrac{8}{3}$ ).
b)
Pour les éléments des groupes principaux, le n.o. maximal ne peut pas dépasser le numéro de groupe.
Vrai pour les groupes principaux : le n.o. maximal égale le numéro de groupe (ex. S, groupe 16 $\to$ max $+\mathrm{VI}$ ).
c)
Dans une dismutation, un même élément est à la fois oxydé et réduit.
Vrai : c'est la définition même de la dismutation.
d)
Le n.o. de l'oxygène vaut $-\mathrm{II}$ dans absolument tous ses composés.
Faux : O vaut $-\mathrm{I}$ dans les peroxydes, $-\tfrac{1}{2}$ dans les superoxydes, et même $+\mathrm{II}$ dans $\ce{OF2}$ .
e)
Le nombre d'électrons échangés par un couple est $\lvert\Delta\,\mathrm{n.o.}\rvert$ multiplié par le nombre d'atomes concernés.
Vrai : $n=\lvert\Delta\,\mathrm{n.o.}\rvert\times(\text{nombre d'atomes concernés})$ .
Bilan : 4 propositions vraies (a, b, c, e).

Exercice 14la dismutation de l'ion manganate

En milieu acide, l'ion manganate vert $\ce{MnO4^{2-}}$ se dismute selon

\ce{3 MnO4^{2-} + 4 H+ -> 2 MnO4^- + MnO2 v + 2 H2O}.

a)
Vérifie que le n.o. du manganèse dans $\ce{MnO4^{2-}}$ vaut $+\mathrm{VI}$ (tu pourras t'aider du sel $\ce{K2MnO4}$ ).
$\ce{MnO4^{2-}}$ : $x+4(-2)=-2\Rightarrow x=+6$ . Contrôle avec $\ce{K2MnO4}$ : $2(+1)+x+4(-2)=0\Rightarrow x=+6$ ( $+\mathrm{VI}$ ).
b)
Détermine le n.o. du manganèse dans les deux produits $\ce{MnO4^-}$ et $\ce{MnO2}$ .
$\ce{MnO4^-}$ : $x+4(-2)=-1\Rightarrow +\mathrm{VII}$ . $\ce{MnO2}$ : $x+2(-2)=0\Rightarrow +\mathrm{IV}$ .
c)
Indique quel manganèse est oxydé, lequel est réduit, et combien d'électrons chacun échange.
Le manganèse qui devient $\ce{MnO4^-}$ passe de $+\mathrm{VI}$ à $+\mathrm{VII}$ : oxydé ( $1$ électron cédé par atome). Celui qui devient $\ce{MnO2}$ passe de $+\mathrm{VI}$ à $+\mathrm{IV}$ : réduit ( $2$ électrons captés par atome). Un même élément oxydé et réduit : dismutation.
d)
Vérifie la conservation des électrons à l'aide des coefficients de l'équation.
Les coefficients donnent 2 $\ce{MnO4^-}$ (soit $2\times1=2$ électrons cédés) et 1 $\ce{MnO2}$ (soit $1\times2=2$ électrons captés) : $2=2$ , les électrons sont conservés .

Exercice 15du nombre d'oxydation à la stœchiométrie : permanganate et oxalate

En milieu acide, l'ion permanganate $\ce{MnO4^-}$ réagit avec l'ion oxalate $\ce{C2O4^{2-}}$ ; il se forme $\ce{Mn^{2+}}$ et $\ce{CO2}$ .

a)
Détermine le n.o. du manganèse dans $\ce{MnO4^-}$ et dans $\ce{Mn^{2+}}$ , puis le nombre d'électrons captés par un ion permanganate.
$\ce{MnO4^-}$ : $+\mathrm{VII}$ ; $\ce{Mn^{2+}}$ : $+\mathrm{II}$ . Le manganèse passe de $+\mathrm{VII}$ à $+\mathrm{II}$ : un permanganate capte $7-2=5$ électrons.
b)
Détermine le n.o. du carbone dans l'ion oxalate $\ce{C2O4^{2-}}$ et dans $\ce{CO2}$ , puis le nombre d'électrons cédés par un ion oxalate (2 atomes de C).
$\ce{C2O4^{2-}}$ : $2x+4(-2)=-2\Rightarrow 2x=6\Rightarrow x=+3$ ( $+\mathrm{III}$ ). $\ce{CO2}$ : $+\mathrm{IV}$ . Chaque carbone cède $1$ électron ; un oxalate (2 C) cède donc $2$ électrons.
c)
En écrivant la conservation des électrons (électrons captés $=$ électrons cédés), détermine le rapport du nombre d'ions permanganate au nombre d'ions oxalate qui réagissent.
Conservation des électrons : si $a$ permanganates et $b$ oxalates réagissent, $5a=2b$ , soit $\dfrac{a}{b}=\dfrac{2}{5}$ . Il faut donc 2 $\ce{MnO4^-}$ pour 5 $\ce{C2O4^{2-}}$ .

Revoir le tutoriel de cette mécanique