° = C soluté a γ
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[email protected] (ce n’est pas le cours !) Chapitre 1 : La réaction chimique I Réactifs-réactants Convention d’écriture : A A + B B C C + D D A et B : réactifs C et D : produits Autres notations pour la réaction réactifs produits réactifs produits réactifs produits réactifs produits II Potentiel chimique Potentiel chimique d’un composé : Chacun des constituants de la réaction est caractérisé par une énergie A,B C et D Potentiel chimique : Pour un soluté a soluté C C° = 1 mol. L-1 coefficient d’activité (sans dimension) exprimée en mol. L-1 III sens de réaction - constante d’équilibre 1 potentiels réactifs potentiels produits minimum d'énergie position d'équilibre avancement de la réaction Situations envisageables : potentiels réactifs position d'équilibre potentiels réactifs potentiels produits C C + D D potentiels réactifs position d'équilibre avancement position de la réaction d'équilibre avancement de la réaction A A + B B A A + B B potentiels produits avancement position de la réaction d'équilibre avancement de la réaction C C + D D C C + D D potentiels réactifs potentiels produits A A + B B potentiels produits A A + B B C C + D D Expressions analytiques de la constante associée à la réaction : A A + B B C C + D D a Cν C a Dν D K νA νB aA aB K Cν Dν Aν Bν C D A B IV Exemples de réactions étudiées dans ce cours : 2 a - Convention d’écriture b - Dissolution du chlorure de sodium dans l’eau H2O NaCl(s) K (+) (-) Na Cl aq + aq a Na , aq a Cl,- aq Na Cl a NaCl,s a H 2 O,solv c - Dissolution de l’acide acétique (ou éthanoïque) dans l’eau. O O + H2O H3C O K H3C H (+) + H3O O (-) a CH CO - ,aq a H O aq CH CO ( ) H O( ) 3 2 3 3 2 3 1 a CH3CO2H,aq a H 2O,solv CH 3CO 2 H V Différents types de réaction Chapitre 2 : réaction acide-base I Généralités – aspect qualitatif 1) différents modèles - a) modèle d’Arrhénius base : espèce chimique capable de libérer des OH(-) dans l’eau acide : espèce capable de libérer des H(+) dans l’eau inconvénient de ce modèle : ne permet pas d’expliquer simplement la basicité de composés non oxygénés comme l’ammoniac. - b) modèle de Lewis (le plus général) acide : espèce chimique possédant une orbitale vide base : espèce chimique possédant un doublet non-liant réaction acide-base au sens de Lewis : 3 B . B A + Base Acide de Lewis de Lewis A Complexe Lewis de type de réaction : donneur-accepteur B . A (la base donne son doublet électronique non-liant, l’acide le reçoit) Et Et Ex : O Et (+) O BH3 (-) BH3 Et - c) modèle Brønsted-Lowry (permet de faire des calculs en solution) acide : libère des H(+) base : capte des H(+) 2) Etude du modèle Brønsted-Lowry Caractère acide : AH (+) A(-) + H AH : espèce acide A(-) : base conjuguée 4 Ce qui se passe chimiquement : A . (-) A + H H (+) un acide sera d’autant plus « fort » qu’il est ionisé (dissocié) Caractère basique : B + H(+) BH B : espèce basique (+) BH(+) : acide conjugué Ce qui se passe chimiquement : B. + (+) H B (+) H une base sera d’autant plus forte qu’elle est protonée Exemple 1 : Chlorure d’hydrogène (gaz) HCl g (-) + H (+) Cl g g A l’état gazeux, HCL est un acide faible Exemple 2 : Eau (liquide) H2O l + H2O l (+) H3O aq (-) HO + aq 5 Ce qui se passe chimiquement : H H H O O H H (+) O (-) O H H H Eau Eau Hydronium Hydroxyde (base) Capte H(+) (acide) Acide conjuguée Base conjuguée Donne H(+) L’eau : espèce à la fois acide et basique au sens de Brønsted-Lowry (espèce amphotère) Exemple 3 : L’ammoniac (gaz) est très soluble dans l’eau (cf chapitre 3 : solubilité) solution ammoniacale NH3 l + H2O l (-) (+) NH4 aq + HOaq en solution aqueuse, l’ « ammoniac » est une espèce basique (fixe H(+)) Par la suite : on verra que NH3 est une base faible dans l’eau (peu protonée) Exemple 4 : Le chlorure d’hydrogène (gaz) est très soluble dans l’eau solution d’acide chlorhydrique 6 (-) + H O (+) Claq 3 aq HCl l + H2O l Par la suite : on verra que HCl est un acide fort dans l’eau (totalement dissocié) Les 2 derniers exemples illustrent le caractère amphotère de l’eau (à la fois acide et base) II acidité – aspect quantitatif 1) pH d’une solution aqueuse (potentiel hydrogène) - quantité disponible en H(+) en solution dans l’eau - H(+) n’existe pas à l’état libre H3O(+), n H2O ou plus simplement H3O(+)aq (ion hydronium). mesure du pH électrode de verre pH log a H O H O log 3 C 3 grandeur sans dimension C° = 1 mol.L-1 pH log H 3 O , avec [H3O(+)] en mol.L-1 7 H O 10 Ou encore : pH 3 Remarque : plus la valeur de pH est grande, plus la concentration en H3O(+)aq est faible. 2 – Produit ionique de l’eau auto-protolyse de l’eau Ke H2O l + H2O l (-) (+) H3O aq + HOaq constante d’équilibre Ke : produit ionique de l’eau Ke a H O ,aq a OH- ,aq activité d’un solvant 1 3 a 2 H2O,solv K e H3O OH A 25°C, Ke = 10-14 (ou encore en prenant le colog, - log Ke = pKe = 14) [H3O+] = [HO-] = 10-7 mol.L-1 pH = 7 neutralité à 25°C concentration en OH(-), connaissant le pH. Ke Ke pH 14 OH 10 H3O 10 pH 8 3 – pKa d’un couple acido-basique - diagramme de prédominance a) Constante d’acidité dissociation dans l’eau de AH AH aq + H2O l Ka (-) + A H3O(+) aq aq AH / A(-) : couple acido-basique caractérisé par Ka Ka : constante d’acidité vaut a A- ,aq a H O ,aq A ( ) H O( ) 3 3 Ka AH a AH,aq a H2O, l Souvent on préfère utiliser le pKa pKa = - log Ka A H O pH log AH log A AH A pH pK log () pKa () 3 () (-) a AH b) Diagramme de prédominance pH = pKa [AH] = [A(-)] 9 pH > pKa [AH] < [A(-)] pH < pKa [AH] > [A(-)] A(-) AH pH pKa diagramme borné par les 2 acidités de l’eau (espèce amphotère). (+) H O H2Ol + 3 aq H3O(+) aq + H2O l K1 (H3 O / H2O) 1 pK1 0 (-) (+) HO aq + H3O aq H2O l + H2Ol K2 (H2O / HO(-) ) = Ke pK2 = 14 acide le plus fort que l’on peut avoir dans l’eau : H3O(+) base la plus forte dans l’eau : OH(-) Les couples AH / A(-) dont les pKa vérifient 0 < pKa < 14 sont des espèces faibles dans l’eau 10 A(-) AH pH 0 pKa 14 couples ayant des pKa < 0 la forme acide n’existe pas dans l’eau - l’acide est totalement dissocié l’acide est trés fort la base conjuguée est trés faible. (il y a un effet de nivellement du solvant) Ex : solution d’acide chlorhydrique pKa (HCl / Cl(-)) = - 7 (-) Cl aq+ H3O(+) aq HCl aq+ H2O l Cl H O 10 ( ) Ka () 3 HCl pKa 107 petit diagramme permettant de prévoir la faisabilité de la réaction : règle du gamma étudiée en TD acide HCl H3O(+) base Cl (-) - 7 H2O 0 pKa Espèces mises en contact : cerclées sur l’ex 11 HCl est totalement dissocié sa base conjuguée Cl(-) est trop faible pour influencé le pH de la solution : on dit que Cl(-) est spectateur (ou indifférent). couples ayant des pKa > 14, acide très faible - base conjuguée est très forte base conjuguée n’existe pas dans l’eau. Ex : mélange eau-méthanol pKa (MeOH / MeO(-)) = 20 H2O HO (-) CH3OH CH3O 14 (-) 20 pKa 12 H2O HO (-) CH3OH CH3O (-) pKa Mélange eau-méthanol pas de réaction Le méthanol ne se dissocie pas dans l’eau HO (-) H2O CH3OH CH3O (-) 14 20 pKa Ion méthylate (CH3O-) n’existe pas dans l’eau si on introduit du méthylate (MeO(-)) dans de l’eau, cette espèce réagit totalement pour former des HO(-) 13 K CH3O (-) aq + H2O l CH3OHaq+ HO (-) aq CH OH HO K CH O CH OH K K CH O H O K () 3 (-) 3 3 (-) 3 e () 3 e a 1014 20 106 10 Remarque : si pKa > 2, la réaction est considérée comme totale (quand elle est possible) acide 1 base 1 pKa acide 2 base 2 pKa 4 - Conservation de la masse - électroneutralité Dissolution d’une des espèces du couple AH / A(-) 0 < pKa < 14 espèce faible dans l’eau à la concentration analytique C Les 2 formes du couple peuvent exister en solution en même temps (selon le pH de la solution aqueuse) 14 A(-) AH pH 0 pKa 14 2 relations lient les concentrations des espèces présentent en solution : Conservation de la masse : CAH = [A(-)] + [AH] Electroneutralité : [H3O(+)] = [A(-)] + [HO(-)] 5 – Réactions entre des espèces appartenant à des couples acido-basiques différents etudiées en TD. Chapitre 3 : solubilité I – Généralités – aspect qualitatif Phase : solide, liquide ou gaz Phase homogène : propriétés physiques et chimiques identiques en tout point Milieu hétérogène : plusieurs phases coexistent Solvant liquide ou solide ( ex : eau, méthanol …) : mélange entre plusieurs phases dont une au moins est homogène (liquide ou solide) 15 phase liquide reste homogène espèce dissoute : (donc « devenue » liquide ou solvatée (solv, aq) soluté Solubilisation de solide, de gaz ou de liquide : (ex : O2(gaz), HCl (gaz), ou sucre(solide) et sel de cuisine (solide) très solubles dans l’eau) Dissolution du dioxygène O2 (gaz) dans l’eau : O2 g O2 O2 aq g H2O l O2 g H2O l O2 aq Dissolution du chlorure d’hydrogène (HCl gazeux) dans l’eau : HCl g H2O l ( HCl) aq H2O l (-) (+) H3O aq + Cl aq Plus souvent écrit : HCl g H2O l (-) (+) H3O aq + Cl aq ou H2O l + HCl aq (+) (-) H3O aq + Cl aq (HCl : acide fort dans l’eau HClaq n’« existe » pas dans l’eau (cf : chapitre 2 de ce cours) ) Dissolution du « sucre » (solide) dans l’eau : 16 sucre s H2O l sucre aq Dissolution du sel « domestique » (NaCl, solide) dans l’eau : NaCl s H2O l ( NaCl) aq H2O l (-) (+) Na aq + Cl aq Plus souvent écrit : H2O l NaCl s (+) Na aq (-) + Cl aq (NaCl : électrolyte fort) Etudes identiques avec des composés liquides Conclusions : limite de solubilisation pour le dioxygène, sucre ou le sel certains composés restent « intacts», d’autres se dissocient (rupture de liaisons) Dans ce cours : étude qualitative de solubilisation d’un solide dans l’eau A saturation : (limite de la solubilisation équilibre) - Equilibre dynamique entre la phase solide et le soluté Quantité de soluté ne change pas même par addition de solide Solution saturée A aq H2O l As - As H2O l K A aq Concentration molaire du soluté A : solubilité 17 K a A, aq a A,s A CA s A activité d’un solide seul dans sa phase :1 activité d’un soluté : a A, aq A A C C° = 1 mol.L-1 [ A] en mol.L-1 constante d’équilibre : produit de solubilité notée Ks Que se passe-t-il physiquement lors d’une dissolution ? le soluté remplace le solvant localement le soluté doit être semblable au solvant pour être très soluble (même type de polarité) principe de complémentarité II Produit de solubilité – aspect quantitatif (Cette partie sera abordée sous forme d’exemples) 1 - étude de la dissolution du chlorure d’argent à 25°C Ks (AgCl) = 1,6.10-10 A saturation équilibre AgCl s H2O l ( AgCl) aq H2O l (+) (-) Ag aq + Cl aq 18 produit de solubilité : Ks Ag( ) Cl( ) Cl conservation de la masse * : C AgCl Ag( ) () *Ag+ et Cl- : pas de propriétés acide-base dans l’eau (ions indifférents) Saturation : CAgCl s AgCl s Calcul de la solubilité : K s Ag( ) Cl( ) s 2 s K s 1,6.1010 1,27.105 mol.L1 quantité maximale dissoute dans 1 L d’eau M AgCl = 143,32 g.mol-1 CAgCl sAgCl . MAgCl 1,27.105 143,32 1,8.103 g.L-1 Conclusions et applications : 19 - si dans 1 L d’eau, on veut dissoudre : mAgCl solide < 1,8 mg réaction totale (hors équilibre) H2O l AgCl s - (-) (+) + Cl aq Ag aq si dans 1 L d’eau, on veut dissoudre : mAgCl solide > 1,8 mg réaction équilibrée H2O l AgCl s (-) (+) + Cl aq Ag aq 1,8 mg vont se dissoudre (1,27 10-5 mol) pour former en solution Ag+ (1,27 10-5 mol) et Cl- (1,27 10-5 mol) La quantité de matière en excès reste à l’état solide (en éq. avec les solutés) 2 - étude de la dissolution de l’hydroxyde de calcium à 25°C Ks (Ca(OH)2) = 5,5.10-6 A saturation : (2+) (-) Ca + 2 HOaq aq Ca(OH)2 ,s Dissolution rend le pH basique produit de solubilité : Ks Ca (2 ) OH( ) 2 conservation de la masse sur le calcium* : 20 C Ca(OH) 2 Ca (2 ) s *Ca2+: pas de propriétés acide-base dans l’eau (ion indifférent) Problème : OH (-) ion produit par l’eau (en faible quantité) OH (-) ion produit par la dissolution du solide ion commun Etude détaillée en 2ème année Première approche (cf : TP oxydes-hydroxydes) : ions OH calcul…) (-) proviennent essentiellement du sel, (réaction prédominante, à vérifier après C Ca(OH) 2 2 OH (-) OH ( ) s 2 solubilité de cet hydroxyde : K s Ca (2 ) OH ( ) 2 s3 4 s 3 4 K s 3 4 5,5.10 6 2,8.10 2 mol.L1 Estimation de la concentration en ion OH (-), et calcul du pH de début de précipitation : 21 OH 2s H KO () e () 3 H 3O () 2 K e 2.1014 13 1 7,13.10 mol.L s 2,8.10 2 pH log 7,13.1013 12,1 Remarque : l’apport en OH (-) de l’eau pure n’est que de 10-7 mol.L-1, alors que le sel en forme de l’ordre de 10-2 mol.L-1, l’approximation était donc justifiée. Diagramme de précipitation de l’hydroxyde. Ca(OH)2 (2+) Ca pH 12,1 3 - Dissolution sans précipitation a - saturation non atteinte (en général, on ne précise pas le Ks) Soluté hors équilibre avec une phase solide (donc pas de solide !) Ex : Produit de solubilité de NaCl (MNaCl = 58,45 g.mol-1) solubilité de NaCl dans l’eau à 25°C s 6 mol.L-1 (environ 350 g.L-1 de NaCl (sNaCl × MNaCl) ) saturation : NaCl s (+) Na + aq (-) Cl aq 22 Ks Na( ) Cl( ) s 2 36 produit de solubilité : NaCl est soluble à 25°C si : Na Cl K () - ( ) s produit de solubilité [Na+][Cl-] non atteint NaCl totalement soluble (il faut tenir compte des ions initialement présent, voir en L2) b- exemple d’application : Quelle sera la forme prédominante présente en solution aqueuse lorsqu’on dissout du chlorure d’ammonium (NH4Cl), le pH de solution étant fixé à 11 puis à 3 ? aucune indication sur le Ks produit de solubilité pas atteint ( réaction de dissolution totale) H2O l NH4Cl s (-) (+) Cl NH4 aq + aq - anion chlorure (Cl(-)) anion indifférent d’un point de vue acide-base au sens de Brønsted - cation ammonium (NH4(+)) propriétés acido-basiques (pKa (NH4(+) / NH3) = 9,2) En fonction du pH, les espèces azotées sont donc sous forme : - - NH3 - NH4(+) A pH = 11, l’espèce prédominante est donc NH3. 23 NH4 pH = 11 (+) NH3 pH pKa = 9,2 - A pH = 3, l’espèce prédominante est donc NH4(+). pH = 3 NH4 (+) NH3 pH pKa = 9,2 Ce type d’exercice sera abordé de façon quantitative en 2ème année. En 1ère année, seule la partie qualitative est étudiée. Chapitre 3 : réactions d’oxydo-réduction I – Généralités – aspect qualitatif 1 - Exemple : oxydation du sodium Equation bilan : 2 Na s + 1/2 O2 g Na2O s Na2O : cristal ionique constitué de Na(+) et O(2-) 2 transformations pour les réactifs : 2 Nas 2 Na(+) s + 2 e (-) 24 (2-) 2 e(-) + 1/2 O2 g - Os chaque atome de sodium perd 1 e chaque atome d’oxygène gagne 2 e somme des 2 transformations équation bilan : réaction d’oxydo-réduction ou redox Remarque : dans cette réaction l’espèce échangée, l’électron, n’apparaît pas dans le bilan. 2 - Définitions : - oxydation perte d’électron(s) réduction gain d’électron(s) oxydant espèce qui capte des électrons Réducteur espèce qui cède des électrons Dans l’ex : (+) - espèces oxydantes (ox) : Na et O2 - espèces réductrices (red) : Na et O2(2-) conclusion : (Na+ / Na) et (O2 / O22- ) forment 2 couples redox Conventions : - espèce oxydante écrite en « premier » (à gauche) dans le couple couple (ox/red) - a chaque couple demi-équation redox (espèce oxydante écrite à gauche dans l’équation) ox + n e red ou ox + n e = red 25 3 – Potentiel standard E° (ou e°) A chaque couple ; potentiel standard Unité conventionnelle : V E° (Na+ / Na) = - 2,713 V E° (O2 / O22- ) = + 1,229 V Potentiel de référence : E° (H+ / H2) = 0 V Demi-équation équation de référence : H+ + e = ½ H2 Ou + H3O + e 1/2 H2 + H2O Echelle de potentiel : E° (V) ox red Potentiel standard E° élevée espèce oxydante (ox) forte potentiel standard E° faible espèce réductrice (red) forte E° (V) pouvoir oxydant croissant pouvoir réducteur croissant 26 Application : E° (Na+ / Na) = - 2,713 V E° (O2 / O22- ) = + 1,229 V E° (V) Demi-équations O (2-) 1/2 O2 + 2 e Na (+) + e (2-) O2 O (+) Na Na Na Réaction : 2 Na s + 1/2 O2 g Na2O s l’oxydant le plus fort (O2) réagit avec le réducteur le plus fort (Na) pour former les espèce faibles correspondantes. E° (V) Pour qu’une soit possible règle du gamma : ox1 red1 ox2 red2 ox1 > ox2 red2 > red1 Remarque : Associée à ces réactions redox, on peut calculer une constante d’équilibre 27 (K généralement très important1020 et plus). II Equations bilans 1 - Nombre d’oxydation (ou degré d’oxydation) d’un élément Ce nombre fixe, à l’aide de règles conventionnelles, l’état d’oxydation d’un élément dans une structure donnée. Outil d’identification des espèces oxydantes et réductrices Pour ne pas confondre ce nombre (obligatoirement entier) avec une charge, il s’écrit en chiffre romain. Conventions : - ce nombre traduit la déformation limite de la liaison covalente - Arbitrairement, dans une liaison simple (ou multiple), les électrons seront « totalement » attribués à l’élément le plus électronégatif. - Le nombre d’oxydation correspond à la différence entre le nombre d’électrons attribués et celui correspondant aux électrons de valence. Remarque : il est nécessaire de connaître la structure moléculaire (de Lewis ). espèces chimiques neutres (O2, H2O, H2O2, F2O) élément H O F Z 1 8 9 Nbre é valence (nv) 1 6 7 Ex1 : Structure de Lewis d’ O2 O O 28 Partage conventionnel des e n.a. à O = 6 O 1e 2e O 2e 1e n.o. (O) = 0 n.v. de O = 6 . Ex2 : Structure de Lewis d’ H2O H O H . H . 2e 2e 2e 2e Partage conventionnel des e n.a. à O = 8 n.o. (O) = - II n.o. (H) = + I O H O H n.v. de O = 6 n.a. à H = 0 n.v. de H = 1 29 H Ex3 : O Structure de Lewis d’ H2O2 O H 2e 2e 2e 1e Partage conventionnel des e n.a. à O = 7 n.o. (O) = - I n.o. (H) = + I .. H O. . H O n.v. de O = 6 n.a. à H = 0 n.v. de H = 1 F Ex4 O Structure de Lewis d’ F2O F . F . O . . Partage conventionnel des e F n.a. à O = 4 n.o. (O) = +II n.v. de O = 6 30 n.a. à F = 8 n.o. (H) = - I n.v. de F = 7 Conclusion : O peut prendre les nombres d-oxydation + II, 0, -I et –II Remarque : Elément le plus électronégatif : F 2ème élément : O Le degrés d’oxydation le plus courant pour O : - II Le degrés d’oxydation le plus courant pour H : + I Cas d’espèces chimiques chargées : Cl(-), Fe(3+) Cl : 1s2 2s22p6 3s23p5 Nombre d’électrons de valence pour Cl : 7 Cl(-) = 3s23p6 (gain d’1 e) Nombre d’oxydation de Cl : - I Fe : 1s2 2s22p6 3s23p63d64s2 Nombre d’électrons de valence pour Fe : 8 Fe(3+) = 3d5 (perte de 3 e) Nombre d’oxydation de Fe : + III Conclusion : 31 Pour un ion simple n.o. égale à la charge Cas d’espèces chimiques chargées Ex : SO4(2-) nombre d’électrons de valence du S : 6 (2-) O O S O O O est l’élément le plus électronégatif n.o. (O) = -II n.o. (S) = + VI De façon générale : n.o. charge espèce n.o. de l’oxygène = – II n.o. de l’hydrogène= +I. (à prendre avec précaution) Applications : cf TD 2 – demi équation redox Exemple d’application : Le sulfate ferreux en solution aqueuse avec le bichromate de potassium. Dissolution du sulfate ferreux : FeSO4 s H2O l (2-) + SO Fe(2+) 4 aq aq 32 Dissolution du bichromate de potassium : K2Cr2O7 s H2O l (2-) 2 K(+) aq + Cr2O7 aq Bilan des espèces en présence en solution : Fe(2+ ) , SO4(2-) , K(+) , et Cr2O7(2-) E°(V) Fe(2+ ) / Fe S2O8(2-) / SO4(2-) K(+)/ K -0,441 1,964 -2,964 Fe(3+ ) / Fe(2+ ) Cr2O7(2-)/ Cr(3+) Cl2 / Cl(-) +0,771 +1,362 + 1,358 E° (V) E° (V) ox red (2-) 1,964 S2O8 1,362 1,358 Cr2O7 (2-) (2-) SO4 Cl2 Cr (3+) (-) Cl - 0,441 Fe (3+) Fe (2+) Fe(2+) Fe - 2,964 K 0,771 (+) K 33 E° (V) ox red (2-) (2-) S2O8 E° (V) SO4 (2-) Cr (3+) (-) Cl Cr2O7 Cl2 (3+) (2+) Fe Fe (2+) Fe Fe (+) Cr2O7(2-) Fe(3+) Cr(3+) Fe(2+) K K Compte tenu des potentiels de chaque couple, la seule réaction possible est : (2-) Cr2O7 (2+) + Fe (3+) Cr(3+) + Fe (SO4(2-) et K(+) sont des ions « indifférents » à la réaction dans ces conditions) L’équation bilan n’est pas équilibrée. Pour pouvoir l’équilibrer, une méthode consiste à séparer les 2 demi-réactions caractéristiques de chaque couple. 2) demi-équation redox - Couple Cr2O7(2-)/Cr(3+) Dans ce couple, chaque atome de chrome passe du degré d’oxydation + VI à + III c’est une demi-réaction de réduction, chaque chrome VI capte 3 électrons, d’où 6 électrons échangés). 2 Cr VI +6 e 2 Cr III Ce qui donne, appliqué aux espèces effectivement en solution : 34 (2-) Cr2O7 (3+) 2 Cr +6e La demi-équation n’est pas équilibrée. Pour le faire, on va procéder en 2 étapes : - équilibrer les charges avec les ions du solvant (H+) : (3+) Cr2O7(2-) + 6 e + 14 H(+) 2 Cr - équilibrer les masses avec le solvant (H2O) : Cr2O7(2-) + 6 e + 14 H(+) 2 Cr(3+) + 7 H2O - Couple Fe(3+ ) / Fe(2+ ) Dans ce couple, le fer passe du degrés + II à + III dans la réaction (c’est une demiréaction d’oxydation, 1 électron échangé). Fe(3+) + e Fe(2+) demi-équation est équilibrée 3) équation bilan redox équation bilan : combinaison des 2 demi-réactions pour éliminer les électrons : demi-équation d’oxydation : 6 Fe(2+) Fe(3+) + e demi-équation de réduction : 1 Cr2O7(2-) + 6 e + 14 H(+) 2 Cr(3+) + 7 H2O Bilan : (2-) Cr2O7 (+) + 6 Fe(2+) + 14 H 2 Cr(3+) + 6 Fe(3+) + 7 H2O 35 III) Réactions particulières redox - réaction de dismutation Réaction où un même élément est à la fois réduit et oxydé : Exemple : l’eau oxygénée n’est pas stable et se dismute en eau et dioxygène Couples et potentiels correspondants E°(H2O2 / H2O) = 1,763 V E°(O2 / H2O) = 1,229 V E°(O2 / H2O2) = 0,695 V E° (V) H2O2 H2O O2 H2O O2 H2O2 Demi-équations correspondantes H2O2 + 2 H(+) + 2e (+) 2 H2O O2 + 4 e + 4 H 2 H2O O2 + 2e + 2H(+) H2O2 Demi-équation de réduction : H2O2 + 2 H(+) + 2e 2 H2O Demi-équation d’oxydation : H2O2 (+) O2 + 2 e + 2H Bilan : 2 H2O2 O2 + 2 H2O - réaction d’anti-dismutation (ou encore rétrodismutation ou amphotérisation ou médiamutation) : 36 Réaction où un même élément à deux degré d’oxydation différents donne une espèce à un degrés d’oxydation intermédiaire. Exemple : Fe3+ n’est pas stable en présence de limaille de fer Couples et potentiels correspondants Demi-équations correspondantes E°(Fe3+ / Fe2+) = 0,77 V Fe3+ + e E° (Fe3+ / Fe) = - 0,04 V Fe3+ + 3e Fe E°(Fe2+ / Fe) = - 0,44 V Fe2+ + 2e Fe Fe2+ Demi-équation de réduction : E° (V) 3+ Fe Fe3+ + e → Fe2+ 2+ Fe Demi-équation d’oxydation : Fe3+ Fe2+ Fe Fe → Fe2+ + 2 e Fe Bilan : 2 Fe3+ + Fe → 3 Fe2+ 37
