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Les réactions en solutions Les réactions en solution.

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1 Les réactions en solutions Les réactions en solution

2 Retour sur les états de la matière Les états condensés trouvent leur origine dans lagrégation des molécules. Cette cohésion résulte des interactions intermoléculaires Lagitation des molécules soppose 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 Rigidité Positions fixes Forces de cohésion << Agitation thermique Etat Gazeux mouvements libres mouvements libres Forces de cohésion Agitation thermique Etat Liquide Fluidité Positions libres, mobilité restreinte Fluidité Positions libres, mobilité restreinte Les états de la matière

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

4 dans le vide NaCl H 2 O Na + + Cl - dans un solvant : où est la constante diélectrique Le mécanisme de lionisation

5 La force des électrolytes L énergie de solvatation ou d hydratationL énergie de solvatation ou d hydratation La force des électrolytes et le degré de dissociationLa force des électrolytes et le degré de dissociation Ion Rayon Energie d' hydr. (Å) (eV)(Å) (eV) H + 11,4K + 1,33 3,4 Li + 0,68 5,4Mg 2+ 0,65 20,1 Na + 0,95 4,3Sc 3+ 0,81 41,1 Un électrolyte peut se dissocier partiellement. Si plus de 50% des molécules sont dissociées, lélectrolyte est fort. Si moins de 50% des molécules sont dissociées, lélectrolyte est faible. Si moins de 1molécule/10 5 est dissociée, cest un non-électrolyte. Le degré de dissociation =n(dissocié)/n(introduit) La force des électrolytes

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

7 La force des électrolytes En résumé: 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 +Dissociation … partielle totale La force des électrolytes

8 Les réactions de précipitationLes réactions de précipitation Les grands types de réaction Les réactions Acides / BasesLes réactions Acides / Bases Les réactions d oxydo-réductionLes réactions d oxydo-réduction Les réactions de complexationLes réactions de complexation Les grands types de réactions

9 Les Réactions d oxydo-réduction On observe une variation du Nombre dOxydation des éléments dans diverses réactions : Ce sont les Réactions doxydo-réduction. Une oxydation est une transformation dans laquelle N.O. Une réduction est une transformation dans laquelle N.O. oxydant Un oxydant est un réactif qui provoque loxydation. Il sera donc capteur délectrons et subira la réduction. Exemple: Cl 2 réducteur Un réducteur est un réactif qui provoque la réduction. Il sera donc donneur délectrons et subira loxydation. Exemple: Cu Elle saccompagne dun gain délectrons: Cl 2 + 2e - 2Cl - Elle saccompagne dune perte délectrons: Cu Cu e - Les réactions d oxydo-réduction

10 Les Réactions 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 La réaction doxydo-réduction résulte de léchange délectrons entre deux couples, lun agissant comme oxydant, lautre comme réducteur. 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, Ox + ne - Red On écrira donc : Cu e - Cu Cl 2 + 2e - 2Cl - Les réactions d oxydo-réduction

11 Les Réactions d oxydo-réduction La réaction doxydo-réduction résulte de léchange délectrons entre deux couples, lun agissant comme oxydant, lautre comme réducteur. Un autre exemple 2 FeSO Ce(SO 4 ) 2 Fe 2 (SO 4 ) 3 + Ce 2 (SO 4 ) 3 Cl 2 + Cu Cu Cl - CuCl 2 Ox 1 + Red 2 Ox 2 + Red 1 Cu Cu e - I Cl 2 + 2e - 2Cl - II I et II sont des demi-réactions L'oxydationFe 2+ Fe 3+ + e - La réductionCe 4+ + e - Ce 3+ Les réactions d oxydo-réduction

12 Les Réactions 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 (II) Le Fe soxyde 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. L'oxydationSn 2+ Sn e - (a) La réductionFe 3+ + e - Fe 2+ (b) au total: (a) + 2(b) Sn Fe 3+ Sn Fe 2+ Les réactions d oxydo-réduction

13 Les règles décriture 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 demi- réactions. 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. Les règles d écriture

14 Quelques exemples supplémentaires b) 2 FeCl 2 + Cl 2 2 FeCl 3 (IV) 2 Fe 2+ + Cl Cl - 2 Fe Cl - a)S + O 2 SO 2 (III) RéducteurS S e - S + O 2 SO 2 OxydantO 2 + 4e - 2O 2- 2 FeCl 2 + Cl 2 2 FeCl 3 OxydantCl 2 + 2e - 2Cl - RéducteurFe 2+ Fe 3+ + e - [ ]*2 Queques exemples supplémentaires

15 Quelques exemples supplémentaires c) H 2 S + NaClO H 2 O + NaCl + S (V) d) FeSO 4 + KMnO 4 Fe 2 (SO 4 ) 3 +MnSO 4 (VI) OxydantClO - + 2e - + 2H + Cl - + H 2 O RéducteurS 2- S 0 + 2e - 10FeSO 4 + 2KMnO 4 + 8H 2 SO 4 5Fe 2 (SO 4 ) 3 +K 2 SO 4 +2MnSO 4 + 8H 2 O OxydantMnO 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 Queques exemples supplémentaires


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