Première approche des réactions en solution.
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Les réactions en solutions 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. Quelques faits d ’expérience: ... Introduisent les notions de: Corps solubles insolubles Electrolytes non-électrolytes Dissolution Dissociation H2O, C6H12O6, NaCl, AgCl, CH3COOH, ... mA + Cl2 H2 Electrolyse NaCl - Le mécanisme de l’ionisation NaCl H2O Na+ + Cl- q 1q 2 Fk 2 dans le vide r q 1q 2 dans un solvant : F k où est la constante diélectrique 2 r 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 a =n(dissocié)/n(introduit) La force des électrolytes Pour CH3COOH, seules 3 molécules sur 1000 se dissocient: a=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-a) et [CH3COO- ] = [H+] = CF*a La force des électrolytes En résumé: Soluble Electrolytes…… Non-électrolytes Corps NaCl CH3CO2H C6H12O6 1 phase homogène Dissolution a0 +Dissociation a… partielle totale a1 Insoluble Cdiamant;AgCl 2 phases 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 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+ + 2e- Une 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 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 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 Cl2 + Cu Cu2++ 2Cl- CuCl2 I II 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 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 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. 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 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
