Propriétés et réactions des éléments et composés du bloc P - Session 2

Comme nous le savons, dans une réaction chimique, la perte d’un ou plusieurs électrons par un atome, une molécule ou un ion est appelée oxydation. Alors que le gain d'un ou plusieurs électrons par un atome, une molécule ou un ion est appelé réduction. Par exemple, lorsque l’oxygène réagit avec le magnésium, de l’oxyde de magnésium se forme. L'état d'oxydation de l'oxygène passe de zéro à moins deux. Cela montre que l’oxygène gagne deux électrons du magnésium. L'oxygène a subi une réduction. De même, le magnésium perd deux électrons. Le magnésium a subi une réduction.

La capacité oxydante fait référence à la capacité d’une substance à oxyder une autre substance en acceptant des électrons de celle-ci. En d’autres termes, c’est la capacité d’une substance à provoquer l’oxydation d’une autre substance. Une substance qui oxyde une autre substance est appelée agent oxydant. L'agent oxydant lui-même subit une réduction. Par exemple, la réaction entre le fer et l’oxygène peut être utilisée pour expliquer la capacité oxydante. Dans cette réaction, le fer perd des électrons et l’oxygène en gagne. L'oxygène est l'agent oxydant car il provoque l'oxydation du fer.

Les éléments du bloc P peuvent présenter différentes capacités oxydantes en fonction de leur configuration électronique et de leur taille atomique. Par exemple, l’oxygène a une électronégativité élevée et une petite taille atomique. Il peut facilement accepter les électrons d’autres éléments, ce qui en fait un agent oxydant puissant. Dans la réaction entre l'oxygène et l'hydrogène, l'oxygène accepte les électrons de l'hydrogène pour former de l'eau. Il s'agit donc de l'agent oxydant.

Après l'oxygène, l'élément chlore du bloc P présente une électronégativité élevée. Il a une petite taille atomique, semblable à celle de l'oxygène. Il peut également accepter facilement des électrons, ce qui en fait un agent oxydant puissant. Par exemple, dans la réaction entre le chlore et le fer, l’état d’oxydation du chlore passe de zéro à moins un. Le chlore accepte les électrons du fer pour former du chlorure de fer. Il oxyde le fer. Il s’agit donc d’un agent oxydant.

L'élément azote du bloc P a une électronégativité modérée et une taille atomique plus grande par rapport à l'oxygène et au chlore. Il peut également agir comme agent oxydant, mais pas aussi puissant que l'oxygène et le chlore. Par exemple, dans la réaction entre l’azote et l’hydrogène, l’azote accepte les électrons de l’hydrogène pour former de l’ammoniac. L'état d'oxydation de l'azote passe de zéro à moins trois. Il s’agit donc d’un agent oxydant.

La capacité oxydante des éléments du bloc P diminue généralement vers le bas dans un groupe, car la taille atomique augmente et l'électronégativité diminue. En raison de la diminution de l’électronégativité, ces éléments sont moins susceptibles d’accepter des électrons. Ils sont donc moins susceptibles d’agir comme agents oxydants. Cependant, la capacité oxydante augmente généralement sur une période de gauche à droite, car la taille atomique diminue et l'électronégativité augmente. Cela signifie que ces éléments sont plus susceptibles d’accepter des électrons et d’agir comme agents oxydants.

La capacité réductrice fait référence à la capacité d’une substance à réduire une autre substance en lui donnant des électrons. En d’autres termes, il s’agit de la capacité d’une substance à provoquer la réduction d’une autre substance. La substance qui provoque une réduction dans une autre substance et subit elle-même une oxydation est appelée agent réducteur. Par exemple, lorsque le carbone réagit avec l’oxygène, il forme du dioxyde de carbone. L'état d'oxydation du carbone passe de zéro à plus quatre. Il subit une oxydation. Le carbone réduit l'oxygène.

Les éléments du bloc P peuvent présenter différentes capacités réductrices en fonction de leur configuration électronique et de leur taille atomique. Le bore a une faible électronégativité et une petite taille atomique, ce qui lui permet de donner facilement des électrons et d'agir comme agent réducteur. Par exemple, dans la réaction entre le bore et le fluor, le bore donne des électrons au fluor pour former du trifluorure de bore. L'état d'oxydation du bore passe de zéro à plus trois. Le bore réduit le fluor. Le bore est un bon agent réducteur.

L'élément silicium du bloc P a une électronégativité modérée et une taille atomique plus grande que le bore. Cela en fait un agent réducteur plus faible. Par exemple, dans la réaction entre le silicium et le chlore, le silicium donne des électrons au chlore pour former du tétrachlorure de silicium. L'état d'oxydation du silicium passe de zéro à plus quatre. Le silicium réduit le chlore. Le silicium est donc l'agent réducteur.

La capacité réductrice des éléments du bloc P augmente généralement vers le bas dans un groupe, car la taille atomique augmente et l'électronégativité diminue. Cela signifie que ces éléments sont plus susceptibles de donner des électrons et d’agir comme agents réducteurs. Cependant, la capacité réductrice diminue généralement sur une période de gauche à droite, car la taille atomique diminue et l'électronégativité augmente. Cela signifie que ces éléments sont moins susceptibles de donner des électrons et d’agir comme agents réducteurs.

Voici un fait fascinant. Certains composés des éléments du bloc P agissent à la fois comme agents oxydants et comme agents réducteurs. Par exemple, lorsque le sulfure d’hydrogène réagit avec des métaux tels que le cuivre, il agit comme agent oxydant. Le produit de cette réaction est du sulfure de cuivre et de l'hydrogène gazeux. Le sulfure d'hydrogène oxyde le cuivre. L'état d'oxydation du cuivre passe de zéro à plus deux.

Le sulfure d'hydrogène agit également comme agent réducteur lorsqu'il réagit avec du permanganate de potassium ou du dichromate de potassium. Le sulfure d'hydrogène réduit le permanganate de potassium et subit lui-même une oxydation. L'état d'oxydation du soufre passe de moins deux à zéro. Cela montre que le sulfure d’hydrogène subit une oxydation. L'état d'oxydation du manganèse passe de plus sept à plus deux. Cela montre que le permanganate de potassium subit une réduction. On peut dire que le sulfure d’hydrogène réduit le permanganate de potassium et agit comme agent réducteur.

Le dioxyde de soufre agit comme agent réducteur lorsqu'il réagit avec les halogènes. Par exemple, lorsque le dioxyde de soufre réagit avec le chlore, il forme de l’acide sulfurique et de l’acide chlorhydrique. L'état d'oxydation du soufre passe de plus quatre à plus six. Cela signifie que le dioxyde de soufre subit une oxydation. L'état d'oxydation du chlore passe de zéro à moins un. Cela signifie que le chlore a subi une réduction. Cela montre que le dioxyde de soufre réduit le chlore et subit lui-même une oxydation. Le dioxyde de soufre agit donc ici comme agent réducteur.

Lorsque le dioxyde de soufre réagit avec les métaux, il agit comme agent oxydant. Par exemple, lorsque le dioxyde de soufre réagit avec le magnésium métallique, il forme de l’oxyde de magnésium et du soufre. L'état d'oxydation du soufre passe de +4à 0. Pendant ce temps, l'état d'oxydation du magnésium passe de 0 à +2. Cela montre que le dioxyde de soufre accepte les électrons du magnésium et oxyde le magnésium. Le dioxyde de soufre agit donc comme un agent oxydant.

La propriété de disproportionnement est une caractéristique unique des éléments du bloc p. Il s’agit de l’oxydation et de la réduction du même élément dans une seule réaction chimique. Dans ce processus, un atome d’un élément subit simultanément une oxydation et une réduction, produisant deux états d’oxydation différents de cet élément. Cette propriété est particulièrement courante dans les éléments des groupes 15, 16 et 17, tels que l’azote, le phosphore, le chlore, le brome, l’arsenic, l’antimoine, le soufre, le sélénium et le tellure. Ces éléments ont tendance à exister dans plusieurs états d’oxydation, ce qui les rend capables de subir des réactions de disproportion.

Prenons par exemple la réaction du dioxyde de chlore ClO₂avec de l'eau H₂Oformer HClO₃et HCl. Dans cette réaction, le chlore dans le ClO₂la molécule est simultanément oxydée à partir d'un +4à un +5état d'oxydation dans HClO₃. Pendant ce temps, il est réduit de +4État d'oxydation dans ClO₂à -1état d'oxydation dans HCl.

De même, l’azote peut subir des réactions de dismutation. On le voit ici dans la réaction de NH3avec du chlore gazeux. Dans cette réaction, l'azote est oxydé à partir de -3état d'oxydation dans NH3à l'état d'oxydation zéro dans l'azote. Il est également réduit de +3état d'oxydation dans NH₃à -1état d'oxydation dans NH₄Cl.

Les substances amphiprotiques sont des molécules ou des ions qui peuvent agir à la fois comme acides et comme bases en donnant et en acceptant un proto. En d’autres termes, faire un don H⁺ion. Les exemples de substances amphiprotiques comprennent l’eau, les acides aminés et HCO₃⁻ion. L'eau peut agir comme un acide en donnant un H⁺vers une base solide. Ainsi, formant un ion hydronium, écrit comme H3O⁺ ion. Il peut également servir de base en acceptant un H⁺à partir d'un acide fort, formant un ion hydroxyde OH- ion.