Les réactions en solutions

Les réactions en solution
Les réactions en solutions
Les états de la matière
Retour sur les états de la matière
Les états condensés trouvent leur origine dans l’agrégation des
molécules. Cette cohésion résulte des interactions intermoléculaires
L’agitation des molécules s’oppose à cette cohésion.
Celle-ci est de nature thermique et confère la mobilité aux molécules.
Forces de cohésion >> Agitation thermique ⇒ Etat Solide
Rigidité
Positions fixes
Forces de cohésion << Agitation thermique ⇒ Etat Gazeux
mouvements libres
Forces de cohésion ≈ Agitation thermique ⇒ Etat Liquide
Fluidité Positions libres, mobilité restreinte
Les corps en solution
Les corps en solution.
Quelques faits d ’expérience: ...
Introduisent les notions de:
H2O, C6H12O6, NaCl, AgCl,
CH3COOH, ...
mA
Corps solubles
Electrolytes
Dissolution
insolubles
non-électrolytes
Dissociation
+
Cl2↑
H2↑
Electrolyse
NaCl
-
Le mécanisme de l ’ionisation
Le mécanisme de l’ionisation
NaCl H2O Na+ + Cl-
q 1q 2
dans le vide
F=k 2
r
q 1q 2
où ε est la constante diélectrique
dans un solvant : F = k
2
εr
La force des électrolytes
La force des électrolytes
•L ’énergie de solvatation ou d ’hydratation
Ion Rayon Energie d' hydr.
Ion Rayon Energie d' hydr.
(Å)
(eV)
(Å)
(eV)
H+
11,4
K+
1,33
3,4
Li+
0,68
5,4
Mg2+ 0,65
20,1
Na+ 0,95
4,3
Sc3+ 0,81
41,1
•La force des électrolytes et le degré de dissociation
Un électrolyte peut se dissocier partiellement.
Si plus de 50% des molécules sont dissociées, l’électrolyte est fort.
Si moins de 50% des molécules sont dissociées, l’électrolyte est faible.
Si moins de 1molécule/105 est dissociée, c’est un non-électrolyte.
Le degré de dissociation
α =n(dissocié)/n(introduit)
Formalité et molarité
La force des électrolytes
Pour CH3COOH, seules 3 molécules sur 1000 se dissocient: α=0,003
CH3COOH
CH3COO- + H +
La pesée d ’une mole à mettre en solution → Solution 1M en AcOH,
La Concentration engagée C vaut 1M=1mol/l
En fait, la solution contient 0,997 CH3COOH et 0,003 CH3COO- et H+
La Concentration à l’équilibre [CH3COOH] = 0,997mol/l et
[CH3COO- ] = [H+] 0,003mol/l
Il faut donc distinguer ces deux concentrations:
[CH3COOH] = C*(1-α) et [CH3COO- ] = [H+] = CF*α
La force des électrolytes
La force des électrolytes
En résumé:
Soluble
Electrolytes…←→… Non-électrolytes
Corps
NaCl
CH3CO2H
C6H12O6
1 phase homogène
Dissolution
α=0
+Dissociation
α=…
partielle
totale
α=1
Insoluble
Cdiamant;AgCl
2 phases
Les grands types de réactions
Les grands types de réaction
•Les réactions de précipitation
•Les réactions Acides / Bases
•Les réactions d ’oxydo-réduction
•Les réactions de complexation
Les réactions d ’oxydo-réduction
Les Réactions d ’oxydo-réduction
On observe une variation du Nombre d’Oxydation des éléments dans
diverses réactions : Ce sont les Réactions d’oxydo-réduction.
Une oxydation est une transformation dans laquelle N.O. ➚
Elle s’accompagne d’une perte d’électrons:
Cu → Cu2+ + 2eUne réduction est une transformation dans laquelle N.O. ➘
Elle s’accompagne d’un gain d’électrons:
Cl2 + 2e- → 2Cl Un oxydant est un réactif qui provoque l’oxydation. Il sera donc
capteur d’électrons et subira la réduction. Exemple: Cl2
Un réducteur est un réactif qui provoque la réduction. Il sera donc
donneur d’électrons et subira l’oxydation. Exemple: Cu
Les réactions d ’oxydo-réduction
Les Réactions d ’oxydo-réduction
Les réactions sont inversibles. Donc à chaque oxydant est associé un
réducteur et inversement. Oxydants: Cu2+, Cl2 Réducteurs: Cu, ClOn forme ainsi des couples redox associant forme oxydée et forme
réduite On écrira donc : Cu2+ + 2e-←
→ Cu
Cl2 + 2e-←
→ 2Cl Ox + ne-←
→ Red
Ces couples se représentent sous le forme: Cl2/Cl-, Cu2+/Cu, H+/H2
La forme oxydée apparaissant en tête du couple Ox/Red,
La réaction d’oxydo-réduction résulte de l’échange d’électrons entre
deux couples, l’un agissant comme oxydant, l’autre comme réducteur.
Les réactions d ’oxydo-réduction
Les Réactions d ’oxydo-réduction
La réaction d’oxydo-réduction résulte de l’échange d’électrons entre
deux couples, l’un agissant comme oxydant, l’autre comme réducteur.
Cu → Cu2+ + 2eCl2 + 2e- → 2Cl -
I
II
Cl2 + Cu → Cu2++ 2Cl- → CuCl2
Ox1 + Red2 → Ox2 + Red1
I et II sont des demi-réactions
Un autre exemple
2 FeSO4 + 2 Ce(SO4)2 → Fe2(SO4)3 + Ce2(SO4)3
L'oxydation
Fe2+
→ Fe3+ + e-
La réduction Ce4+ + e- → Ce3+
Les réactions d ’oxydo-réduction
Les Réactions d ’oxydo-réduction
2 FeSO4 + 2 Ce(SO4)2 → Fe2(SO4)3 + Ce2(SO4)3
(I)
Mais aussi: Fe2(SO4)3 + SnSO4 → 2 FeSO4 + Sn(SO4)2 (II)
L'oxydation Sn2+
→ Sn4+ + 2e(a)
La réduction Fe3+ + e→ Fe2+
(b)
au total: (a) + 2(b)
Sn2+ + 2Fe3+ → Sn4+ + 2Fe2+
Le Fe s’oxyde dans I et se réduit dans II.
Conclusion: Ce est un oxydant plus fort que Fe, mais Fe est plus fort
que Sn. Par comparaison, on peut classer les oxydants.
Oxydant fort… Ce+4/Ce+3 > Fe+3/Fe+2 > Sn+4/Sn+2 …Oxydant faible.
Les règles d ’écriture
Les règles d’écriture
1) Identification des réactifs et produits et détermination des
nombres d'oxydation des atomes.
2) Identification des oxydant et réducteur par analyse de la
variation des nombres d'oxydation.
3) Ecriture des demi-réactions sans coefficients, mais avec
l'échange d'électrons.
Pour chaque demi-réaction: a) obtention du bilan de charge.
b) obtention du bilan de masse.
4) Normalisation du nombre d'électrons impliqués dans les demiréactions.
5) Addition des demi-réactions normalisées pour obtenir la
réaction totale.
6) S'il y a lieu, obtention de la réaction moléculaire par
neutralisation des charges résiduelles et formation des molécules
neutres.
Queques exemples supplémentaires
Quelques exemples supplémentaires
a)
S + O2 → SO2
(III)
Réducteur
S → S4+ + 4eOxydant
O2 + 4e- → 2O2S + O2 → SO2
b)
2 FeCl2 + Cl2 → 2 FeCl3
Réducteur
Oxydant
(IV)
[ Fe2+ → Fe3+ + e- ]*2
Cl2 + 2e- → 2Cl-
2 Fe2+ + Cl2 + 4 Cl- → 2 Fe3+ + 6 Cl2 FeCl2 + Cl2 → 2 FeCl3
Queques exemples supplémentaires
Quelques exemples supplémentaires
c)
H2S + NaClO → H2O + NaCl + S
(V)
Réducteur
S2- → S0 + 2eOxydant
ClO- + 2e- + 2H+ → Cl- + H2O
d) FeSO4 + KMnO4 → Fe2(SO4)3 +MnSO4
Oxydant
Réducteur
(VI)
MnO4- + 5e- + 8H+ → Mn2+ + 4H2O
[ Fe2+ → Fe3+ + e- ]*5
(a)
(b)
5Fe2+ + MnO4- + 8H+ → 5Fe3+ + Mn2+ + 4H2O
10FeSO4 + 2KMnO4 + 8H2SO4 → 5Fe2(SO4)3 +K2SO4
+2MnSO4+ 8H2O