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Electronégativité
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I- Réaction d'oxydoréduction par voie sèche.
II- Électronégativité d'un élément chimique.
III- Applications; Équilibrage des réactions d'oxydoréduction en solution
aqueuse.
I- Réaction d'oxydoréduction par voie sèche.
1)- Réaction entre le dioxygène et le magnésium.
L'expérience a été réalisée lors d'une séance de travaux pratiques.
On enflamme un ruban de magnésium à l'aide de la flamme d'un bec bunsen, puis
on plonge le ruban dans un flacon contenant du dioxygène. On observe une vive
incandescence et il se forme une fumée blanche constituée de fines particules de
magnésie (oxyde de maqnésium MgO). L'oxyde de magnésium est un solide
ionique.
- Quelles sont les caractéristiques de cette réaction ?
- Elle n'est pas "spontanée", il faut l'initier, c'est-à-dire enflammer le ruban de
magnésium avec le bec bunsen pour qu'elle démarre.
- Elle est naturelle.
- Elle est exothermique (exo énergétique : elle dégage de la chaleur).
- Le produit obtenu est de l'oxyde de magnésium qui est un solide blanc et, qui
possède une structure ionique.
- Demi-équations électroniques :
O2 + 4 e–
=
2 O2–
Mg
=
2 e–
+
Mg2+
- Remarque : le transfert d'électrons n'a pas lieu en phase aqueuse, mais entre un
solide et un gaz. C'est une réaction d'oxydoréduction par voie sèche.
- Équation bilan :
O2 + 4 e–
2 ( Mg
=
=
2 O2–
2 e–
+
Mg2+ )
O2 +
→ 2 < Mg2+
+
O2–>
2 Mg
Cette écriture représente les ions dans le cristal.
- Comment expliquer le transfert d'électrons entre le magnésium et le
dioxygène ?
- Le magnésium possède deux électrons célibataires sur sa couche électronique
externe et l'oxygène possède six électrons sur sa couche électronique externe. (règle
de l'octet).
- En perdant 2 électrons, le magnésium acquiert la structure électronique du gaz
rare qui le précède dans la classification périodique (le néon)
- En gagnant 2 électrons, l'oxygène acquiert la structure électronique du gaz rare
qui le suit dans la classification périodique (le néon).
2)- Réaction entre le dioxygène et le carbone.
La combustion complète du carbone dans le dioxygène donne du dioxyde de
carbone.
- Équation bilan :
C
+
O2
→
CO2
- Indiquer quel est le type de structure du dioxyde de carbone ? Quel type de
liaison assure la stabilité de l'édifice ?
- Chaque atome met en commun les électrons célibataires afin d'acquérir une
structure électronique à huit électrons (règle de l'octet), celle du gaz rare qui le suit
dans la classification périodique. Ils forment des liaisons covalentes.
- Est-ce une réaction d'oxydoréduction ? Y a-t-il eu transfert d'électrons ?
- Pour pouvoir répondre à ces questions, on va étudier une autre réaction.
3)- Réaction entre le dioxyde de carbone et le magnésium.
Le magnésium brûle dans le dioxyde de carbone pour donner, de l'oxyde de
magnésium et du carbone.
- Équation bilan de la réaction :
CO2
+
→
2 Mg
2 < Mg2+
O2–>
+
+ C
- Demi-équations électroniques :
CO2
+
4 e–
=
2 O2–
+
2 ( Mg
=
2 e–
+
C
Mg2+ )
- Réducteur : Mg et Oxydant : CO2.
- Conséquence : lors de la réduction, le dioxyde de carbone capte les électrons pour
donner du carbone et des ions oxygène O2-.
- Pourquoi l'oxygène se charge-t-il négativement et pas le carbone ?
- L'oxygène est plus avide d'électrons que le carbone. On dit qu'il est plus
électronégatif que le carbone.
- Étude de la molécule de dioxyde de carbone.
O=C=O
L'oxygène étant plus avide d'électrons que le carbone, statistiquement, les électrons
sont plus proche de l'atome d'oxygène que de l'atome de carbone. La liaison
carbone oxygène est une liaison covalente polarisée.
Il apparaît sur l'atome d'oxygène une charge partielle négative notée - δ et il
apparaît sur l'atome de carbone une charge partielle positive notée + 2 δ.
4)- Retour sur la réaction entre le dioxygène et le carbone.
- On peut utiliser l'écriture suivante :
- Au cours de la réaction :
- L'atome de carbone est partiellement dépouillé de ses électrons, "il perd
partiellement des électrons". Sa charge électrique passe de zéro à + 2 δ. Il est
oxydé.
- Chaque atome d'oxygène "gagne partiellement des électrons". La charge
électrique de chaque atome passe de zéro à - δ. L'oxygène est réduit.
La réaction entre le carbone est le dioxygène est une réaction d'oxydoréduction.
Mais ici le transfert d'électrons n'est que partiel.
II- Électronégativité d'un élément chimique.
1)- Définition.
L'électronégativité traduit la tendance qu'a un atome d'un élément engagé dans une
liaison avec un autre atome d'un autre élément à attirer vers lui le ou les doublets de
liaison.
On utilise l'échelle d'électronégativité établie par le chimiste américain PAULING
(1932). Il a attribué à chaque élément un nombre mesurant son électronégativité
noté qsi : χ.
- Observer la classification périodique page 90 du livre et dégager les
caractéristiques générales de l'échelle d'électronégativité ?
L'échelle d'électronégativité :
- Augmente de gauche à droite d'une période donnée.
- Et du bas vers le haut d'une colonne donnée.
- Question : pourquoi le chlore est-il plus électronégatif que le sodium ?
Expliquer à l'aide de la structure électronique externe ?
Que peut-on dire de la liaison covalente de la molécule de dichlore ?
De la molécule de chlorure de dihydrogène ?
2)- Structure électronique et électronégativité.
On remarque que l'électronégativité des métaux alcalins est très faible alors que
celle des halogènes est élevée.
3)- Polarisation d'une liaison.
Une liaison covalent est dite polarisée lorsque le ou les doublets de liaison ne sont
pas répartis équitablement. Il apparaît une charge partielle positive sur un atome et
une charge partielle négative sur l'autre atome.
Plus la différence d'électronégativité entre les deux atomes est importante, plus la
liaison est polarisée.
La charge partielle négative est portée par l'atome le plus électronégatif et la charge
partielle positive est portée par l'atome le moins électronégatif.
Considérons la molécule AB de formule développée A―B
Si
III- Applications; Équilibrage des réactions d'oxydoréduction en solution
aqueuse.
1)- Équilibrer la réaction suivante : les ions nitrate en milieu acide attaque le cuivre
métal pour donner un dégagement de monoxyde d'azote et des ions cuivre II.
2 ( NO3–
2 NO3–
+
+
3 e–
+
3 Cu
+
4 H+
=
NO
+
2 H2 O )
3 ( Cu
=
2 e–
+
Cu2+ )
8 H+
→
2 NO
+
3 Cu
+
4 H2 O
2)- Exercice 12 page 103. Équilibrer en milieu acide
- Équilibrer en milieu acide les demi-équations électroniques des couples
oxydant / réducteur suivants :
- MnO4– / MnO2 ; HClO / Cl– ; SO4– / SO2
MnO4–
+
3 e–
HClO
+
2 e–
SO4–
+
2 e–
+
+
+
4 H+
H+
4 H+
=
=
=
MnO2
+
2 H2O
Cl–
+
2 H2O
SO2
+
2 H2O
3)- Exercice 13 page 103.
- À 25 °C, on donne :
- E0 (Cl2 / Cl–) = 1,36 V ; E0 (Br2 / Br–) = 1,08 V ; E0 (I2 / I–) = 0,62 V
- Que se passe-t-il si l'on mélange des solutions :
b)- D'iodure de potassium et de dichlore ?
c)- De bromure de potassium et de diiode ?
d)- D'iodure de potassium et de dibrome ?
- Écrire le cas échéant, l'équation bilan des réactions.
Mélange d’iodure de potassium et de dichlore :
2 I–
+
→
Cl2
I2
+
2 Cl–
Mélange de bromure de potassium et de diiode:
Br–
+
→
I2
Rien
Mélange d'iodure de potassium et de dibrome:
2 I–
+
→
Br2
I2
+
2 Br–
4)- Exercice 21 page 104. Équilibre en milieu acide.
- Équilibrer en milieu acide les demi-équations électroniques des couples
oxydant / réducteur suivants :
- Cr2O72– / Cr3+ ; O2 / H2O2 ; H2CO / CH3OH
- Solution :
Cr2O72–
O2
+
+
H2CO
6 e–
+
2 e–
+
+
2 e–
14 H+
2 H+
+
2 H+
Cr3+
=
+
=
H2O2
=
CH3OH
7 H2O