Retour sur les états de la matière

Transcription

1 Les réactions r en solutions

2 Retour sur les états de la matière Les états condensés s trouvent leur origine dans l agrl agrégation gation des molécules. Cette cohésion résulte r des interactions intermoléculaires L agitation des molécules s oppose s 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

3 Les corps en solution. Quelques faits d expérience:... Introduisent les notions de: H 2 O, C 6 H 12 O 6, NaCl, AgCl, CH 3 COOH,... Corps solubles insolubles Cl2 H2 Electrolytes non-électrolytes + Electrolyse - Dissolution Dissociation ma NaCl

4 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

5 La force des électrolytes L énergie de solvatation ou d hydratation Ion Rayon Energie d' hydr. (Å) (ev) Ion Rayon Energie d' hydr. (Å) (ev) H + 11,4 K + 1,33 3,4 Li + 0,68 5,4 Mg 2+ 0,65 20,1 Na + 0,95 4,3 Sc 3+ 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 él électrolyte est fort. Si moins de 50% des molécules sont dissociées, l él électrolyte est faible. Si moins de 1molécule/10 5 est dissociée, c est c un non-électrolyte. Le degré de dissociation α =n(dissocié)/n(introduit)

6 La force des électrolytes Pour CH 3 COOH, seules 3 molécules sur 1000 se dissocient: α=0,003 CH 3 COOH CH 3 COO- + H + La pesée e d une mole à mettre en solution Solution 1M en AcOH, La Concentration engagée e C vaut 1M=1mol/l En fait, la solution contient 0,997 CH 3 COOH et 0,003 CH La Concentration à l équilibre [CH[ 3 COOH] = 0,997mol/l et [CH 3 COO- ] = [H[ + ] 0,003mol/l CH 3 COO- et Il faut donc distinguer ces deux concentrations: COOH] = C*(1-α) et [CH[ 3 COO- ] = [H[ + ] = C F *α [CH 3 COOH et H +

7 La force des électrolytes En résumr sumé: Soluble Insoluble Electrolytes Non-électrolytes Corps NaCl CH 3 CO 2 H C 6 H 12 O 6 C diamant ;AgCl 1 phase homogène 2 phases Dissolution α = 0 +Dissociation partielle totale α = 1 α =

8 Les grands types de réactionr Les réactions r de précipitation Les réactions r Acides / Bases Les réactions r d oxydo-réduction Les réactions r de complexation

9 Les Réactions R 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 Cu e - Une réduction est une transformation dans laquelle N.O. Elle s accompagne d un gain d électrons: Cl 2 + 2e - 2Cl - Un oxydant est un réactif qui provoque l oxydation. Il sera donc capteur d électrons et subira la réduction. Exemple: Cl 2 Un réducteur est un réactif qui provoque la réduction. Il sera donc donneur d électrons et subira l oxydation. Exemple: Cu

10 Les Réactions R d oxydo-réduction Les réactions sont inversibles. Donc à chaque oxydant est associé un réducteur et inversement. Oxydants: Cu 2+, Cl 2 Réducteurs: Cu, Cl - On forme ainsi des couples redox associant forme oxydée et forme réduite On écrira donc : Cu e - Cu Cl 2 + 2e - 2Cl - Ox + ne - Red Ces couples se représentent sous le forme: Cl 2 /Cl -, Cu 2+ /Cu, H + /H 2 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.

11 Les Réactions R 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 Cu e - Cl 2 + 2e - 2Cl - Cl 2 + Cu Cu Cl - CuCl 2 Ox 1 + Red 2 Ox 2 + Red 1 I et II sont des demi-réactions Un autre exemple 2 FeSO Ce(SO 4 ) 2 Fe 2 (SO 4 ) 3 + Ce 2 (SO 4 ) 3 L'oxydation Fe 2+ Fe 3+ + e - La réduction Ce 4+ + e - Ce 3+ I II

12 Les Réactions R d oxydo-réduction 2 FeSO Ce(SO 4 ) 2 Fe 2 (SO 4 ) 3 + Ce 2 (SO 4 ) 3 (I) Mais aussi: Fe 2 (SO 4 ) 3 + SnSO 4 2 FeSO 4 + Sn(SO 4 ) 2 L'oxydation Sn 2+ Sn e - (a) La réduction Fe 3+ + e - Fe 2+ (b) (II) au total: (a) + 2(b) Sn Fe 3+ Sn Fe 2+ 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.

13 Les règles r d éd 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.

14 Quelques exemples supplémentaires a) S + O 2 SO 2 (III) Réducteur S S e - Oxydant O 2 + 4e - 2O 2- S + O 2 SO 2 b) 2 FeCl 2 + Cl 2 2 FeCl 3 (IV) Réducteur Fe 2+ Fe 3+ + e - [ ]*2 Oxydant Cl 2 + 2e - 2Cl - 2 Fe 2+ + Cl Cl - 2 Fe Cl - 2 FeCl 2 + Cl 2 2 FeCl 3

15 Quelques exemples supplémentaires c) H 2 S + NaClO H 2 O + NaCl + S (V) Réducteur S 2- S 0 + 2e - Oxydant ClO - + 2e - + 2H + Cl - + H 2 O d) FeSO 4 + KMnO 4 Fe 2 (SO 4 ) 3 +MnSO 4 (VI) Oxydant MnO e - + 8H + Mn H 2 O (a) Réducteur Fe 2+ Fe 3+ + e - (b) [ ]*5 5Fe 2+ + MnO H + 5Fe 3+ + Mn H 2 O 10FeSO 4 + 2KMnO 4 + 8H 2 SO 4 5Fe 2 (SO 4 ) 3 +K 2 SO 4 +2MnSO 4 + 8H 2 O