Réaction d'oxydoréduction

Une réaction d'oxydoréduction ou réaction redox est une réaction chimique au cours de laquelle se produit un transfert d'électrons. L'espèce chimique qui capte les électrons est appelée « oxydant » et celle qui les cède, « réducteur ». On la caractérise par une variation du nombre d'oxydation de chacune des espèces concernées.

Ne doit pas être confondu avec Redox (système d'exploitation).

L'aluminothermie est une réaction d'oxydoréduction entre l'aluminium et certains oxydes métalliques.

Les réactions d'oxydoréduction se produisent lors des combustions, pendant certains dosages métallurgiques, durant la corrosion des métaux, dans les phénomènes de l'électrochimie ou de la respiration cellulaire. Elles jouent un rôle particulièrement important dans le domaine de la biologie, lors de la transformation du dioxygène en eau (H2O) au sein des organismes vivants. Les réactions d'oxydoréduction sont aussi fréquemment utilisées dans l'industrie : obtention de fonte à partir de minerais composés d'oxyde de fer, par réduction, puis de fer et d'acier à partir de la fonte, par oxydation.

La diversité des réactions d'oxydoréduction s'explique par la mobilité de l'électron, sa légèreté et son omniprésence dans toutes les formes de la matière.

Définitions

Première définition

À la suite d'expériences avec le mercure, Antoine Lavoisier met en évidence en 1772 le rôle du dioxygène dans certaines réactions d'oxydoréduction. Il pose les premières définitions :

  • l'oxydation signifie « combinaison avec l'oxygène ».
Par exemple : 2 Hg + O2 ⟶ 2 HgO (Hg : mercure) ;
  • une réduction est « l'extraction d'un métal de son oxyde », définition déjà utilisée en métallurgie.
Par exemple : ZnO + COZn + CO2 (Zn : zinc)

Dans le langage courant, l'oxydation est la réaction chimique dans laquelle un composé (par exemple) se combine avec un ou plusieurs atomes d'oxygène, comme l'oxydation du fer Fe qui produit la rouille : 4 Fe + 3 O2 ⟶ 2 Fe2O3.

Mais ce n'est qu'au XXe siècle, après la découverte de l'électron (par Joseph John Thomson en 1897) et l'introduction du modèle atomique de Bohr (1913), que les réactions chimiques sont réexaminées à la lumière de ces nouveaux modèles et que des similitudes observées permettent de dégager progressivement le concept actuel d'oxydoréduction, qui s'exprime en termes de transferts d'électrons.

Les réactions d'oxydoréduction par voie sèche (échange de dioxygène) sont décrites par les diagrammes d'Ellingham. En milieu aqueux, on utilise l'équation de Nernst, afin d'étudier les aspects thermodynamiques des réactions d'oxydoréduction, et la relation de Butler-Volmer pour en étudier les aspects cinétiques.

Définitions plus modernes

Pour faciliter l'étude des réactions, on associe (parfois abstraitement) à chaque atome d'un composé un nombre d'oxydation (n.o.) qui symbolise la valeur de la charge portée (par exemple : Fe2+, appelé ion ferreux « fer(II) », a un nombre d'oxydation égal à 2).

  • Une oxydation est une perte d'électrons (donc une augmentation du n.o., les électrons étant chargés négativement).
Par exemple : Zn ⟶ Zn2+ + 2 e.
  • Ce don d'électrons ne se produit que s'il existe un corps susceptible de les accepter.
  • Le phénomène inverse (acceptation des électrons) est appelé la « réduction ».
  • Une réduction est un gain d'électrons (donc une diminution du n.o.).
Par exemple : Cu2+ + 2 eCu

Ainsi, les « combinaisons avec l'oxygène » ne sont qu'un cas particulier des réactions d'oxydoréduction. Voici deux réactions avec le cuivre :

2 Cu + O2 ⟶ 2 CuO ;
Cu + Cl2CuCl2.

La première combine le cuivre et le dioxygène tandis que la seconde combine le cuivre et le dichlore. Le chlore et l'oxygène ont un point commun : ce sont des éléments plus électronégatifs que le cuivre.

L'oxydation d'un corps s'accompagne toujours de la réduction d'un autre (les électrons ne peuvent pas circuler seuls et sont nécessairement captés), on parle d'une « réaction d'oxydoréduction ». L'oxydation est une demi-réaction de l'oxydoréduction et la réduction est l'autre demi-réaction.

Vocabulaire

Prévision du sens d'une réaction d'oxydoréduction en utilisant la règle du gamma.

La première définition de réduction peut mieux se comprendre grâce à l'étymologie. Réduire vient du latin reducere : ramener. Réduire un métal, c'est le « ramener » à son état neutre.

Dans une réaction d'oxydoréduction :

  • l'élément qui cède un ou des électron(s) est appelé « réducteur ».
  • l'élément qui capte un ou des électron(s) est appelé « oxydant ».

On peut utiliser un moyen mnémotechnique utilisant les voyelles et les consonnes : Réducteur = Donneur, Oxydant = Accepteur.

Le réducteur s'oxyde (réaction d'oxydation), l'oxydant se réduit (réaction de réduction). L'oxydoréduction se compose donc de deux demi-réactions : une oxydation et une réduction.

Couples oxydant-réducteur

Un réducteur oxydé devient un oxydant et inversement, un oxydant réduit devient un réducteur. On définit ainsi le « couple oxydant-réducteur » (aussi appelé « couple redox ») qui se compose de l'oxydant et du réducteur conjugué (l'oxydant réduit). On le note sous la forme : « oxydant / réducteur ».

Oxydation

On note Réd = Ox + ne la réaction d'oxydation, Réd étant le réducteur et Ox l'oxydant de la réaction. Cette équation peut être notée avec une flèche (⟶) si la réaction est totale, c'est-à-dire si la constante d'équilibre K > 10 000 (K dépend de la réaction).

L'oxydation est une demi-équation de l'oxydoréduction.

Réduction

On note Ox + ne = Réd la réaction de réduction, Réd étant le réducteur et Ox l'oxydant de la réaction). Cette équation peut être notée avec une flèche (⟶) si la réaction est totale, c'est-à-dire si K > 10 000 (K dépend de la réaction).

La réduction est une demi-équation de l'oxydoréduction.

Oxydoréduction

Exemple de réaction d'oxydoréduction entre le cérium IV et le fer II.

La réaction d'oxydoréduction est l'addition d'une oxydation et d'une réduction (de manière à simplifier les électrons). L'équation d'une oxydoréduction s'écrit de la manière suivante :

Ox1 + Réd2 = Ox2 + Réd1, avec Ox1 / Réd1 et Ox2 / Réd2 des couples oxydant-réducteur.

En biochimie, et notamment à propos de la synthèse des molécules prébiotiques, on parle de réactions se produisant dans une atmosphère oxydante, c'est-à-dire en présence d'oxygène, par opposition à une atmosphère réductrice, contenant par exemple du gaz carbonique.

Certains composés chimiques peuvent se comporter aussi bien en oxydant qu'en réducteur. C'est notamment le cas de l'eau oxygénée, dont on dit qu'elle se dismute, et qui par conséquent ne peut être conservée longtemps :

H2O2 ⟶ 2 H+ + O2 + 2 e (oxydation) ;
H2O2 + 2 H+ + 2 e ⟶ 2 H2O (réduction).

soit finalement :

2 H2O2 ⟶ 2 H2O + O2.

On a par exemple les couples oxydant-réducteur Cu2+/Cu et Zn2+/Zn, qui donnent la réaction en solution aqueuse :

Zn(s) + Cu2+(aq)Zn2+(aq) + Cu(s) (oxydoréduction).

Cette réaction peut se décomposer en une réduction (de l'oxydant) et une oxydation (du réducteur) :

Zn(s) = Zn2+(aq) + 2 e (oxydation) ;
Cu2+(aq) + 2 e = Cu(s) (réduction).

Les deux demi-équations d'oxydation et de réduction peuvent réellement être séparées dans certains cas (c'est-à-dire qu'elles ne se produisent pas au même endroit), ce qui permet de générer un courant électrique (c'est ce qui se passe dans les piles électriques). Dans les autres cas, par exemple dans l'exemple donné, elles n'ont qu'un intérêt formel (les électrons libres n'existent pas dans l'eau).

Équilibre des équations de réaction

Une réaction d'oxydoréduction doit être équilibrée pour assurer un décompte exact des électrons en jeu. Il y a parfois des réactions complexes qui nécessitent d'équilibrer les coefficients stœchiométriques des demi-équations. Il faut parfois ajouter des molécules ou des ions en solution (en fonction du milieu) pour équilibrer.

Par exemple pour la réaction entre le permanganate de potassium (couple MnO4/Mn2+) et une solution de fer (couple Fe3+/Fe2+), en milieu acide (présence d'ions H+) :

(Fe2+ = Fe3+ + e) × 5 (oxydation) ;
(MnO4 + 8 H+ + 5 e = Mn2+ + 4 H2O) × 1 (réduction) ;

d’où l'équation d'oxydoréduction suivante : MnO4 + 8 H+ + 5 Fe2+ = Mn2+ + 4 H2O + 5 Fe3+.

Équilibrer une telle équation, c'est également combiner linéairement les demi-réactions (oxydation et réduction) de manière que le nombre d'électrons donnés soit exactement le nombre d'électrons acceptés : la réaction redox est un échange strict d'électrons (thermodynamiquement favorable).

Par exemple :

Fe = Fe3+ + 3 e ;
O2 + 4 e = 2 O2–.

Dans le cas présent, il s'agit de trouver le plus petit commun multiple de 3 et de 4, soit 12, de manière à avoir un bilan d'échange strict : il faut donc combiner 4 fois la première demi-réaction (le fer va fournir 12 électrons) avec 3 fois la seconde demi-réaction (le dioxygène va accepter 12 électrons), soit : 4 Fe + 3 O2 ⟶ 4 Fe3+ + 6 O2–. C'est l'échange d'électrons qui constitue le phénomène d'oxydoréduction.

Ensuite, il se produit une attraction électrostatique : les charges positives et les charges négatives s'attirent et se disposent de manière à former un cristal ionique neutre : 4 Fe3+ + 6 O2– ⟶ 2 Fe2O3.

Ceci n'est pas une réaction chimique à proprement parler, mais une réécriture correspondant à l'attraction statique dans le cristal ionique (une hématite).

Potentiel d'oxydoréduction

Le caractère « oxydant » ou « réducteur » est relatif dans le cadre d'une réaction chimique. Un élément réducteur dans une réaction peut être oxydant dans une autre. Mais il est possible de construire une échelle de force oxydante (ou, dans l'autre sens, de force réductrice) : c'est le potentiel d'oxydoréduction, qui se mesure en volts. En outre, ce potentiel peut dépendre du contexte chimique et notamment du pH, et même du contexte physique : les effets de la lumière sont mis à profit aussi bien par la nature dans la photosynthèse, que par l'Homme dans la photographie.

Principaux couples d'oxydants-réducteurs

Tous les couples d'oxydant-réducteur s'écrivent sous la forme Ox/Réd. Ils sont classés de l'oxydant le plus fort au plus faible, ou du réducteur le plus faible au plus fort, et on indique la valeur de leur potentiel en volts (à 25 °C et à 1 013 hPa).

Le corps humain se sert également des réactions d'oxydoréduction pour des processus de biosynthèse, telles la biosynthèse des acides gras, la chaîne respiratoire mitochondriale ou la néoglucogenèse. Les couples les plus utilisés sont notamment :

Réactions d'oxydoréduction sans transfert évident d'électrons

Note[1].

Pose du problème

Dans certaines réactions d'oxydoréduction, notamment en phase sèche (c'est-à-dire en milieu non aqueux, souvent à haute température), il n'y a pas de transfert évident d'électrons. On peut citer par exemple le cas de la combustion de l'hydrogène dans l'oxygène de l'air : 2 H2 + O2 ⟶ 2 H2O.

Selon la définition ancienne, l'élément hydrogène, qui s'est combiné avec l'élément oxygène, a subi une oxydation.

Mais les réactifs H2 et O2, et le produit H2O sont des molécules ; aucun ion, qui permettrait une interprétation en termes de transfert d'électrons, n'est présent dans les espèces chimiques impliquées.

Généralisation de la notion de transfert d'électrons

Pour résoudre le problème, il faut faire appel à l'électronégativité d'un élément. Cette grandeur caractérise la capacité d'un atome de l'élément à capter un ou plusieurs électrons pour se transformer en ion négatif. Dans les molécules, les atomes sont liés par des liaisons covalentes.

Atomes de même électronégativité : liaison covalente

Au sens strict, une liaison covalente résulte de la mise en commun d'une ou plusieurs paires d'électrons (doublets partagés ou doublets liants) entre deux atomes identiques (cas des liaisons entre atomes dans les molécules H2 et O2 de l'exemple précédent), donc de même électronégativité. Les doublets sont équitablement partagés entre les deux atomes : ceux-ci restent électriquement neutres.

H2 :
  • atomes séparés H      H ;
  • atomes liés H  [:]  H.

Le doublet liant [:] est (en moyenne) à égale distance des deux atomes H.

Transfert total d'électrons entre les atomes : formation d'une liaison ionique

Lorsque la différence d'électronégativité ΔEn entre les atomes est importante (typiquement ΔEn > 2), les électrons de liaison sont fortement déplacés vers l'atome le plus électronégatif qui les accapare presque totalement : ce transfert pratiquement total d'électrons fait de cet atome un ion négatif (ou anion) et de l'autre atome un ion positif (ou cation). Comme il n'y a plus à proprement parler de mise en commun d'électrons, il n'y a plus de liaison covalente. La liaison chimique est ici une liaison entre ions ou liaison ionique. Ce type de liaison est un cas limite, jamais atteint à 100 %.

Cristal NaCl :

Cl est beaucoup plus électronégatif que Na - atomes séparés Na •        • Cl ; liaison : Cl accapare le doublet d'électrons : Na :Cl

⇒ Cl a gagné l'électron perdu par Na : liaison entre un ion Cl et un ion Na+.

Transfert électronique partiel : liaison covalente polarisée, liaison iono-covalente

Si la différence d'électronégativité est plus faible, le transfert d'électrons entre les deux atomes n'est plus total, mais le transfert partiel de charge négative vers l'atome le plus électronégatif produit un excédent de charge négative sur cet atome (qui porte alors une charge partielle négative, notée δ) et un déficit de charge négative sur l'autre atome (qui porte alors une charge partielle positive, notée δ+) ; la liaison entre les atomes est une liaison covalente polarisée (lorsque la polarisation est modérée) ou iono-covalente (liaison au caractère « semi-ionique », lorsque la polarisation est notable, typiquement pour 1 < ΔEn < 2).

Molécule HCl :

Cl est plus électronégatif que H : dans la molécule HCl, le doublet liant est décalé vers Cl :
H     [:] Cl.

Récapitulatif : formation d'une liaison chimique
Type de liaison Transfert électronique
entre atomes
Position moyenne du doublet
[:] = doublet liant
Modèle
(doublet liant = ——)
covalente
aucun
H      [:]      H
H —— H
covalente polarisée
ou
iono-covalente
partiel
H          [:]  Cl
δ+H —— Clδ
ionique
(attraction électrostatique)
total
Na            :Cl
Na+Cl

Transfert total d'électrons

Soit la combustion du sodium Na dans le dioxygène :

4 Na + O2 ⟶ 2 Na2O.

L'élément O est beaucoup plus électronégatif que l'élément Na : le transfert d'électrons est pratiquement total; on peut appliquer à Na2O le modèle ionique : ce composé est constitué d'ions Na+ et O2–.

L'interprétation de la réaction en termes d'oxydoréduction ne pose pas de problème :

Na = Na+ + e ; Na perd un électron, il est oxydé,
O + 2 e = O2– ; O capte des électrons, il est réduit.

Transfert total fictif (virtuel)

  • Par convention, on décide d'appliquer la même méthode aux composés covalents.
  • Pour cela, on attribue d'une manière fictive tous les électrons de liaison à l'atome de l'élément le plus électronégatif.
  • On est ainsi ramené au cas précédent : le transfert partiel d'électrons est fictivement considéré comme total.

Application à la réaction 2 H2 + O2 ⟶ 2 H2O

Dans la molécule d'eau, les électrons de liaison sont attribués à l'atome O, le plus électronégatif. L'eau devient un composé ionique fictif, constitué d'ions fictifs H+ et O2–. La réaction s'interprète alors comme dans le cas précédent :

H = H+ + e ; H perd un électron, il est oxydé,
O + 2 e = O2– ; O gagne des électrons, il est réduit.

Nombre d'oxydation d'un élément

Le nombre d'oxydation (n.o.) ou degré d'oxydation (d.o.) représente la charge de chaque ion fictif de l'élément dans l'espèce chimique considérée.

On l'exprime en chiffres romains pour le différencier de la charge d'un ion réel.

Dans la molécule H2O :

  • Le nombre d'oxydation de l'hydrogène, noté n.o.(H), correspond à la charge de l'ion fictif H+. On a donc : n.o.(H) = +I ;
  • Le nombre d'oxydation de l'oxygène, noté n.o.(O), correspond à la charge de l'ion fictif O2–. On a donc : n.o.(O) = –II.

Dans les molécules symétriques H2 et O2, la charge de chaque atome est nulle et le nombre d'oxydation de chaque élément est égal à zéro :

  • n.o.(H2) = n.o.(O2) = 0 (il n'existe pas de chiffre romain pour représenter le zéro).

Au cours de la réaction :

  • H est oxydé, et son n.o. a augmenté de 0 à +I ;
  • O est réduit, et son n.o. a diminué de 0 à –II.

Généralisation de l'oxydoréduction

  • Toute augmentation (en valeur algébrique) du n.o. est une oxydation.
  • Toute diminution (en valeur algébrique) du n.o. est une réduction.

Cette définition est plus générale que celle se limitant à des échanges réels d'électrons. Elle est applicable aussi bien à un transfert partiel qu'à un transfert total d'électrons.

1. Reconnaître les réactions d'oxydoréduction

Si, au cours d'une réaction, on n'observe aucune variation des n.o. des éléments, cette réaction n'est pas une réaction d'oxydoréduction.

Exemple 1 : H2 (g) + Cl2 (g) ⟶ 2 HCl
Réactifs : (cas d'une molécule symétrique)
  • H2 n'est pas un composé ionique, donc n.o.(H) = 0 ;
  • Cl2 n'est pas un composé ionique, donc n.o.(Cl) = 0.
Produit : Dans la molécule d'HCl, Cl est plus électronégatif que H (d'après le modèle ionique fictif de la molécule H+Cl), on a donc :
  • n.o.(Cl) = –I ;
  • n.o.(H) = +I. Au cours de la réaction, le n.o.(H) augmente de 0 à +I et le n.o.(Cl) diminue de 0 à –I : cette réaction est une réaction d'oxydoréduction.
Exemple 2 : CaO + 2 HClCaCl2 + H2O
D'après l'échelle d'électronégativité des éléments (échelle de Pauling) : χO > χCl > χCa > χH (l'électronégativité d'un l'élement se représantant par la lettre greque χ).
Réactifs : (cas d'une molécule symétrique)
  • CaO est un composé ionique de modèle Ca2+O2–, donc n.o.(Ca) = +II et n.o.(O) = –II ;
  • HCl est aussi un composé ionique de modèle H+Cl, donc n.o.(H) = +I et n.o.(Cl) = –I.
Produits : Dans la molécule d'HCl, Cl est plus électronégatif que H (d'après le modèle ionique fictif de la molécule H+Cl), on a donc :
  • CaCl2 est un composé ionique de modèle Ca2+2Cl, donc n.o.(Ca) = +II et n.o.(Cl) = –I ;
  • H2O est également un composé ionique de modèle 2H+O2–, donc n.o.(H) = +I et n.o.(O) = –II. Au cours de la réaction, aucune variation de n.o. n'est observée : cette réaction n'est pas une réaction d'oxydoréduction.

2. Équilibrer les équations-bilans de réactions d'oxydoréduction

Les variations des n.o., notées « Δn.o. », correspondent à un transfert de charges des réducteurs vers les oxydants. La charge totale gagnée par les oxydants est donc égale à la charge totale cédée par les réducteurs.

Exemple :
Équilibrer l'équation suivante : a HCl + b O2c Cl2 + d H2O
Pour la commodité des calculs, on peut provisoirement représenter les n.o. par des chiffres arabes.
Réactifs :
  • HCl est un composé ionique de modèle H+Cl : Donc n.o.(H) = 1 et n.o.(Cl) = –1 ;
  • O2 n'est pas un composé ionique : Donc n.o.(O) = 0.
Produits :
  • Cl2 n'est pas un composé ionique, donc n.o.(Cl) = 0 ;
  • H2O est un composé ionique de modèle 2H+O2–, donc n.o.(H) = 1 et n.o.(O) = –2.
Au cours de la reaction :
  • n.o.(H) ne varie pas : Δn.o.(H) = 0 ;
  • n.o.(Cl) augmente, passant de –1 à 0 : Δn.o.(Cl) = 0 – (–1) = 1 ;
  • n.o.(O) diminue, passant de 0 à –2 : Δn.o.(O) = –2 – 0 = -2. La charge totale cédée par les atomes de chlore Cl et celle captée par les atomes d'oxygène O doivent se compenser (conservation des charges pendant la réaction). Δn.o.(O) + Δn.o.(Cl) = –2 + 2 × 1 = 0. Donc une molécule de O2 est compensée par quatre molécules de HCl (a = 4 b).
Il ne reste donc plus qu'à équilibrer les produits de manière à conserver tous les éléments.
4 HCl + O2 ⟶ 2 Cl2 + 2 H2O.
Remarque :

Dans le cas général où les multiplicateurs a, b, c, d, etc. sont tous différents de 1, on calcule le plus petit commun multiple (ppcm) p de ces multiplicateurs.

On écrit ensuite : abcd ∨ , etc. = p.

3. Nommer certains composés chimiques

L'écriture des formules et la dénomination des composés chimiques sont codifiées par l'UICPA.

Les n.o. sont utilisés dans la nomenclature principalement lorsqu'un élément peut présenter plusieurs états d'oxydation.

Quelques cas

3.1. Cations monoatomiques

On nomme les cations monoatomiques en ajoutant entre parenthèses après le nom de l'élément, soit le nombre de charge approprié suivi du signe plus, soit le nombre d'oxydation (chiffre romain). Le nom est précédé du terme « ion » ou « cation ».

Exemple :
Les élements sodium, calcium et aluminium ne présentent qu'un seul degré d'oxydation ; il n'y a donc pas d'ambiguïté sur la charge du cation, on peut l'omettre dans le nom :
Na+ : ion sodium ; Ca2+ : ion calcium ; Al3+ : ion aluminium ;
l'élément fer présente plusieurs degrés d'oxydation : Fe2+ appelé ion ferreux fer(II) et Fe3+ appelé ion ferrique fer(III).
3.2. Composés solides

D'une manière générale, les noms des composés chimiques sont basés sur les proportions de leurs constituants.

3.2.1 Cristaux ioniques

Remarque préliminaire : les proportions des ions constituant un cristal sont déterminées par la condition de neutralité électrique de l'ensemble.

  • CaCl2 (de modèle Ca2+2Cl) est formé par un ion Ca2+ et deux ions Cl : nom systématique = dichlorure de monocalcium.

Règle : le préfixe « mono- » est toujours omis, sauf pour éviter des confusions.
CaCl2 : dichlorure de calcium ; une deuxième simplification est encore envisageable :
Recommandation : si les composés contiennent des éléments tels qu'il n'est pas nécessaire de préciser les proportions, par exemple quand le degré d'oxydation est habituellement invariant, ces proportions n'ont pas besoin d'être fournies.
CaCl2 est le seul composé constitué des éléments Ca et Cl : nom = chlorure de calcium, préféré à dichlorure de calcium.

  • NaCl (de modèle Na+Cl) est le seul composé constitué des éléments Na et Cl : nom = chlorure de sodium.
3.2.2 Cristaux iono-covalents
  • AlCl3 est le seul composé constitué des éléments Al et Cl : nom = chlorure d'aluminium.
  • Oxydes de fer - Fe présente deux degrés d'oxydation (II et III) ; il existe trois oxydes différents : Fe2O3, FeO et Fe3O4.
Formule de l'oxyde Proportion des constituants Nom Modèle ionique fictif Nom basé sur les n.o. de Fe
Fe2O3 3 atomes O pour 2 atomes Fe trioxyde de difer 2Fe3+3O2− oxyde de fer(III)
FeO 1 atome O pour 1 atome Fe monoxyde de fer
(comparer à CO : monoxyde de carbone)
Fe2+O2− oxyde de fer(II)
Fe3O4 4 atomes O pour 3 atomes Fe tétraoxyde de trifer Fe2+2Fe3+4O2−
c'est un oxyde mixte
oxyde de fer(II) et de fer(III)

Notes et références

  1. La plupart des informations de cette section sont principalement extraites de trois ouvrages cités dans la bibliographie :
    • Paul Arnaud, Cours de chimie physique, 3e éd., Dunod ;
    • Maurice Bernard, Cours de chimie minérale, 2e éd., Dunod ;
    • pour les règles et les recommandations concernant la nomenclature : International Union of Pure and Applied Chemistry (IUPAC), Nomenclature of Inorganic Chemistry, Recommendations 1990, Blackwell Science.

Bibliographie

  • (en) Henry Guerlac (1961), Lavoisier — the crucial year: The background and origin of his first experiments on combustion in 1772
  • (en) Schüring, J., Schulz, H. D., Fischer, W. R., Böttcher, J., Duijnisveld, W. H. (éditeurs), 1999, Redox: Fundamentals, Processes and Applications [PDF], Springer-Verlag, Heidelberg, 246 p. (ISBN 978-3-540-66528-1)
  • Paul Arnaud, Cours de chimie physique, 3e éd., Dunod (ISBN 2 10 001640 7)
  • Maurice Bernard, Cours de chimie minérale, 2e éd., Dunod (ISBN 2 10 002067 6)
  • (en) International Union of Pure and Applied Chemistry (IUPAC), Nomenclature of Inorganic Chemistry, Recommendations 1990, Blackwell Science (ISBN 0-632-02494-1)

Voir aussi

Articles connexes

Liens externes

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