Le nombre d'oxydation
La notion de nombre d'oxydation permet de définir un élément chimique vis à vis des autres en terme de type de réaction (oxydation ou réduction) ou en terme de comportement (oxydant ou réducteur).
$Oxydant+n{{e}^{-}}\to ~r\acute{e}ducteur$ (réaction d'oxydation de droite à gauche, de réduction en sens inverse)
Sachant que dans une molécule ou dans un ion, la somme des nombres d'oxydation est égale à la charge électrique, les règles applicables sont simples :
Dans son état élémentaire, le nombre d'oxydation d'un élément est égal à 0 (zéro).
Le fluor ne peut avoir que les nombres d'oxydation (0) ou (-I) car c'est le plus oxydant des éléments.
Les métaux ont des nombres d'oxydation nuls (à l'état élémentaire) ou positifs.
Alcalins oxydés toujours +I
Alcalino-terreux oxydés toujours +II
Aluminium oxydé toujours +III
Pour les Non-métaux :
le nombre d'oxydation maximum est égal au nombre d'électrons périphériques (nombre maximum de liaisons covalentes simples - à 1 doublet- susceptibles d'être contractées par l'élément)
le nombre d'oxydation minimum est égal au nombre d'électrons que l'élément doit trouver pour acquérir la structure électronique du gaz rare situé à sa droite dans la même période.
L'hydrogène adopte le plus souvent le nombre d'oxydation +I (sauf dans les hydrures comme $\text{LiAl}{{\text{H}}_{\text{4}}}\text{ ou Ca}{{\text{H}}_{\text{2}}}$ où il est au degré -I et associé à des métaux très électropositif).
L'oxygène adopte le plus souvent le nombre d'oxydation -II (sauf dans les peroxydes comme ${{\text{H}}_{\text{2}}}{{\text{O}}_{\text{2}}}\text{ ou Ba}{{\text{O}}_{\text{2}}}$ où il est au degré -I, ion $\text{O}_{\text{2}}^{\text{2-}}$).
Exemple, la variation du nombre d'oxydation du Phosphore (P, Groupe 5) est représentée suivant un axe :
