Définitions
Un oxydant est susceptible de capter des électrons.
Un réducteur est susceptible de céder des électrons.
Une réduction est un gain d'électron pour un oxydant. L'oxydant se réduit selon la demi équation :
\[\alpha~ox + ne^- = \beta~ \rm red\]
Une oxydation est une perte d'électrons par un réducteur. Le réducteur s'oxyde.
Une réaction d'oxydoréduction implique deux couples :
\[n_2 \mathrm Ox_1 + n_1 ~ \mathrm{Red}_2 \rightleftarrows n_1 \mathrm Ox_2 + n_2~\rm Red_1\]
Si l'oxydation et la réduction s'effectuent entre atomes du même élément, il y a dismutation.
Nombre d'oxydation
Pour les atomes non combinés ou combinés à un ou des atome(s) du même élément : $\rm n.o.= 0$
Pour les atomes au sein d'ions monoatomiques : $\rm n.o.=$ charge algébrique de l'ion.
Pour les atomes au sein d'une molécule neutre : $\rm \displaystyle \sum n.o.= 0$ sachant que :
- $\rm n.o.(H)=+I$ (sauf pour les hydrures $\rm n.o.(H)=-I$)
- $\rm n.o.(O)=-II$ (sauf pour les peroxydes et lorsque $\rm O$ est combiné au fluor $\rm n.o.(H)=-I$)
Pour les atomes au sein d'ions polyatomiques : $\displaystyle \rm \sum n.o.=$ charge algébrique de l'ion
Exemple : dans $\rm ClO^-$, $\rm n.o.(Cl)=+I$
Remarques :
L'oxydation (resp. réduction) d'un élément est accompagnée d'une augmentation (resp. réduction) de son $\rm n.o$.
Équilibrer une réaction rédox par la méthode des n.o est utile dans les cas compliqués.
Formule de Nernst :
$\displaystyle E=E^0+\frac{RT}{n\cal{F}}\ln\left(\frac{a_{ox}^\alpha}{a_{red}^\beta}\right)$ avec $E^0$ le potentiel standard du potentiel redox ; $n$ le nombre d'électrons échangés et $a_{ox}$ l'activité de l'oxydant.
Piles :
La réduction se produit à la cathode. L'oxydation se produit à l'anode.
La force électromotrice de la pile est $E=E_2-E_1$ avec $E_1$ (resp. $E_2$) le potentiel du couple constituant l'anode (resp. la cathode).
