Électrochimie

Chimie A-Level · Topic 6 · ⁨Sujet 6⁩

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6.1

Oxidation number · ⁨Numéro d'oxydation⁩

Syllabus · ⁨Programme⁩

English

calculate oxidation numbers of elements in compounds and ions
use changes in oxidation numbers to help balance chemical equations
explain and use the terms redox, oxidation, reduction and disproportionation in terms of electron transfer and changes in oxidation number
explain and use the terms oxidising agent and reducing agent
use a Roman numeral to indicate the magnitude of the oxidation number of an element

Français

calculer les numéros d'oxydation des éléments dans les composés et les ions
utiliser les changements de numéros d'oxydation pour aider à équilibrer les équations chimiques
expliquer et utiliser les termes redox, oxydation, réduction et disproportionnement en termes de transfert d'électrons et de changements de numéro d'oxydation
expliquer et utiliser les termes agent oxydant et agent réducteur
utiliser un chiffre romain pour indiquer l'amplitude du numéro d'oxydation d'un élément

Source: Cambridge International syllabus · ⁨Source : Programme Cambridge International⁩

English

The oxidation number 氧化数 (also called the oxidation state) shows how many electrons 电子 an atom has lost or gained compared with the free element. You work it out using simple rules:

an uncombined element has an oxidation number of $0$.
a simple ion has an oxidation number equal to its charge (so $\text{Mg}^{2+}$ is $+2$).
Group 1 is always $+1$, Group 2 is always $+2$.
hydrogen is $+1$ (but $-1$ in metal hydrides).
oxygen is $-2$ (but $-1$ in peroxides).
fluorine is always $-1$.
the oxidation numbers in a neutral compound add up to $0$; in an ion they add up to the charge.

A Roman numeral shows the size of the oxidation number of an element, for example iron(II) means $+2$ and manganese(VII) in $\text{KMnO}_4$ means $+7$.

Worked example. Find the oxidation number of sulfur in the sulfate ion, $\text{SO}_4^{2-}$.

Each oxygen is $-2$, so the four oxygens give $4 \times (-2) = -8$. In an ion the numbers add up to the charge, here $-2$. If sulfur is $x$:

$$x + (-8) = -2 \quad\Rightarrow\quad x = +6.$$

Worked example. Find the oxidation number of nitrogen in the nitrate ion, $\text{NO}_3^-$.

$$x + 3 \times (-2) = -1 \quad\Rightarrow\quad x - 6 = -1 \quad\Rightarrow\quad x = +5.$$

Français

Le numéro d'oxydation 氧化数 (aussi appelé état d'oxydation) indique combien d'électrons 电子 un atome a perdus ou gagnés par rapport à l'élément libre. On le calcule selon des règles simples :

un élément non combiné a un numéro d'oxydation de $0$.
un ion simple a un nombre d'oxydation égal à sa charge (donc $\text{Mg}^{2+}$ est $+2$).
Le groupe 1 est toujours $+1$, le groupe 2 est toujours $+2$.
l'hydrogène est $+1$ (mais $-1$ dans les hydrures métalliques).
l'oxygène est $-2$ (mais $-1$ dans les peroxydes).
le fluor est toujours $-1$.
les nombres d'oxydation dans un composé neutre s'additionnent pour faire $0$ ; dans un ion, ils s'additionnent à la charge.

Un chiffre romain indique l'ampleur du nombre d'oxydation d'un élément, par exemple fer(II) signifie $+2$ et manganèse(VII) dans $\text{KMnO}_4$ signifie $+7$.

Calcul du nombre d'oxydation du manganèse dans KMnO4 : le potassium est +1, les quatre oxygènes donnent -8, et comme leur somme est nulle, le manganèse doit être +7 — Attribuer un nombre d'oxydation : fixer les atomes connus (K = +1, O = −2 chacun), puis utiliser « leur somme est zéro » pour trouver l'inconnu (Mn = +7)

Exemple résolu. Trouver le nombre d'oxydation du soufre dans l'ion sulfate, $\text{SO}_4^{2-}$.

Chaque oxygène est $-2$, donc les quatre oxygènes donnent $4 \times (-2) = -8$. Dans un ion, les nombres s'additionnent à la charge, ici $-2$. Si le soufre est $x$ :

$$x + (-8) = -2 \quad\Rightarrow\quad x = +6.$$

Exemple résolu. Trouver le nombre d'oxydation de l'azote dans l'ion nitrate, $\text{NO}_3^-$.

$$x + 3 \times (-2) = -1 \quad\Rightarrow\quad x - 6 = -1 \quad\Rightarrow\quad x = +5.$$

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English · ⁨Anglais⁩	Chinese · ⁨Chinois⁩	Pinyin
oxidation number/ˌɒksɪˈdeɪʃn ˈnʌmbə/	氧化数	yǎng huà shù
electron/ɪˈlektrɒn/	电子	diàn zi
oxidation/ˌɒksɪˈdeɪʃn/	氧化	yǎng huà

6.1

Redox in terms of electrons · ⁨Redox en termes d'électrons⁩

English

A redox 氧化还原 reaction is one where electrons move from one species to another.

oxidation 氧化 is the loss of electrons. The oxidation number goes up.
reduction 还原 is the gain of electrons. The oxidation number goes down.

A useful memory aid is OIL RIG: Oxidation Is Loss, Reduction Is Gain.

Oxidation and reduction always happen together, because the electrons lost by one species are gained by another. This electron transfer 电子转移 is why we call it a redox reaction.

Français

Plusieurs piles AA — Une pile utilise des réactions redox pour faire circuler les électrons dans un circuit.

Une réaction redox 氧化还原 est une réaction où des électrons passent d'une espèce à une autre.

l'oxydation 氧化 est la perte d'électrons. Le nombre d'oxydation augmente.
la réduction 还原 est le gain d'électrons. Le nombre d'oxydation diminue.

Une astuce mnémotechnique utile est OIL RIG : Oxidation Is Loss (Oxydation est Perte), Reduction Is Gain (Réduction est Gain).

L'oxydation et la réduction se produisent toujours ensemble, car les électrons perdus par une espèce sont gagnés par une autre. Ce transfert d'électrons 电子转移 est pourquoi nous l'appelons une réaction redox.

Le zinc perdant deux électrons pour devenir Zn2+ tandis que les ions cuivre les gagnent pour devenir du cuivre, avec une flèche montrant le transfert d'électrons — La redox est un transfert d'électrons : l'agent réducteur perd des électrons (oxydé, nombre monte) ; l'agent oxydant les gagne (réduit, nombre descend)

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Redox est un transfert d'électrons

Étape par étape : le métal perd (est oxydé) et le non-métal gagne (est réduit) — le numéro d'oxydation augmente pour l'un, diminue pour l'autre.

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English · ⁨Anglais⁩	Chinese · ⁨Chinois⁩	Pinyin
redox/rɪˈdɒks/	氧化还原	yǎng huà huán yuán
reduction/rɪˈdʌkʃn/	还原	huán yuán
electron transfer/ɪˈlektrɒn ˈtrænsfɜː/	电子转移	diàn zi zhuǎn yí

6.1

Using oxidation numbers to balance equations · ⁨Utiliser les nombres d'oxydation pour équilibrer les équations⁩

English

Changes in oxidation number help you balance a redox equation:

find the element whose oxidation number rises (it is oxidised) and the one whose number falls (it is reduced).
the total rise must equal the total fall, because every electron lost is gained somewhere.
choose the ratio of the two species so the rise and fall match, then balance the rest of the equation.

Worked example. Balance the reaction of manganate(VII) with iron(II) in acid: $\text{MnO}_4^- + \text{Fe}^{2+} + \text{H}^+ \rightarrow \text{Mn}^{2+} + \text{Fe}^{3+} + \text{H}_2\text{O}$.

Manganese falls from $+7$ to $+2$ (a fall of $5$); iron rises from $+2$ to $+3$ (a rise of $1$). To make the total fall equal the total rise, take $5$ iron ions for every $1$ manganate ion. Then balance oxygen with water ($4\,\text{H}_2\text{O}$) and hydrogen with $\text{H}^+$ ($8\,\text{H}^+$):

$$\text{MnO}_4^- + 5\text{Fe}^{2+} + 8\text{H}^+ \rightarrow \text{Mn}^{2+} + 5\text{Fe}^{3+} + 4\text{H}_2\text{O}.$$

Français

Les changements de nombre d'oxydation vous aident à équilibrer une équation redox :

trouver l'élément dont le nombre d'oxydation augmente (il est oxydé) et celui dont le nombre diminue (il est réduit).
l'augmentation totale doit être égale à la diminution totale, car chaque électron perdu est gagné quelque part.
choisir le rapport des deux espèces pour que l'augmentation et la diminution correspondent, puis équilibrer le reste de l'équation.

Le fer montant de +2 à +3 par une unité et le manganèse descendant de +7 à +2 de cinq unités, donc cinq irons équilibrent un permanganate — Équilibrer une équation redox : l'augmentation totale du nombre d'oxydation doit être égale à la diminution totale, ce qui fixe le rapport

Exemple résolu. Équilibrez la réaction du manganate(VII) avec le fer(II) en milieu acide : $\text{MnO}_4^- + \text{Fe}^{2+} + \text{H}^+ \rightarrow \text{Mn}^{2+} + \text{Fe}^{3+} + \text{H}_2\text{O}$.

Le manganèse descend de $+7$ à $+2$ (une baisse de $5$) ; le fer monte de $+2$ à $+3$ (une hausse de $1$). Pour que la baisse totale soit égale à l'augmentation totale, prendre $5$ ions de fer pour chaque $1$ ion permanganate. Puis équilibrer l'oxygène avec de l'eau ($4\,\text{H}_2\text{O}$) et l'hydrogène avec $\text{H}^+$ ($8\,\text{H}^+$) :

$$\text{MnO}_4^- + 5\text{Fe}^{2+} + 8\text{H}^+ \rightarrow \text{Mn}^{2+} + 5\text{Fe}^{3+} + 4\text{H}_2\text{O}.$$

6.1

Disproportionation · ⁨Disproportionnement⁩

English

Disproportionation 歧化 is a special redox reaction in which the same element is both oxidised and reduced at the same time. For example, when chlorine reacts with cold water, some chlorine atoms are reduced (to $\text{Cl}^-$) and others are oxidised (to $\text{ClO}^-$).

Français

Le disproportionnement 歧化 est une réaction redox spéciale dans laquelle le même élément est à la fois oxydé et réduit en même temps. Par exemple, lorsque le chlore réagit avec de l'eau froide, certains atomes de chlore sont réduits (à $\text{Cl}^-$) et d'autres sont oxydés (à $\text{ClO}^-$).

Une ligne de nombres d'oxydation montrant le chlore à 0 montant à +1 dans ClO- et descendant à -1 dans Cl- — Disproportionnement : le chlore ($0$) est à la fois oxydé en ClO$^-$ ($+1$) et réduit en Cl$^-$ ($-1$) simultanément

Vocabulary · ⁨Vocabulaire⁩ Train · ⁨Entrainer⁩

English · ⁨Anglais⁩	Chinese · ⁨Chinois⁩	Pinyin
disproportionation/ˌdɪsprəˈpɔːʃəneɪʃn/	歧化	qí huà
oxidising agent/ˈɒksɪdaɪzɪŋ ˈeɪdʒənt/	氧化剂	yǎng huà jì
reducing agent/rɪˈdjuːsɪŋ ˈeɪdʒənt/	还原剂	huán yuán jì

6.1

Oxidising and reducing agents · ⁨Agents oxydants et réducteurs⁩

English

an oxidising agent 氧化剂 takes electrons away from another species. In doing so, it is itself reduced.
a reducing agent 还原剂 gives electrons to another species. In doing so, it is itself oxidised.

So in any redox reaction, the oxidising agent causes the oxidation of the other species, while the reducing agent causes the reduction.

Français

Rouille sur une surface de fer — La rouille est l'oxydation du fer par l'oxygène.

un agent oxydant 氧化剂 retire des électrons d'une autre espèce. En faisant cela, il est lui-même réduit.
un agent réducteur 还原剂 donne des électrons à une autre espèce. En faisant cela, il est lui-même oxydé.

Ainsi, dans toute réaction redox, l'agent oxydant provoque l'oxydation de l'autre espèce, tandis que l'agent réducteur provoque la réduction.

6.1

Exam tips · ⁨Conseils d'examen⁩

English

Apply the oxidation-number rules in order: O is $-2$ except in peroxides ($-1$); H is $+1$ except in metal hydrides ($-1$).
In a redox equation the total increase equals the total decrease in oxidation number — use this to fix the ratio, then balance O with $\text{H}_2\text{O}$ and H with $\text{H}^+$.
An oxidising agent is itself reduced; name both what is oxidised/reduced and the agent for full marks.
Disproportionation is the same element both oxidised and reduced — show both oxidation-number changes.

Français

Appliquer les règles des nombres d'oxydation par ordre : O est $-2$ sauf dans les peroxydes ($-1$) ; H est $+1$ sauf dans les hydrures métalliques ($-1$).
Dans une équation redox, l'augmentation totale est égale à la diminution totale du nombre d'oxydation — utilisez ceci pour fixer le rapport, puis équilibrez O avec $\text{H}_2\text{O}$ et H avec $\text{H}^+$.
Un agent oxydant est lui-même réduit ; nommez à la fois ce qui est oxydé/réduit et l'agent pour avoir la note complète.
Le disproportionnement est le même élément à la fois oxydé et réduit — montrez les deux changements de nombre d'oxydation.

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