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I. Les échanges délectrons en solution Un oxydant est une espèce susceptible de capter un ou plusieurs électrons. Un réducteur est une espèce susceptible.

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1 I. Les échanges délectrons en solution Un oxydant est une espèce susceptible de capter un ou plusieurs électrons. Un réducteur est une espèce susceptible de fournir un ou plusieurs électrons. 1 Chapitre II : Chimie des solutions, applications aux couples réducteur / oxydant

2 Le transfert électronique est représenté par une demi-équation électronique : Un couple oxydant-réducteur, ou redox, est un couple dont les membres sont liés par une relation déchange électronique. I. Les échanges délectrons en solution α Ox + n e - = β Red 2

3 Le couple est noté sous la forme Ox / Red. I. Les échanges délectrons en solution F 2 / F - Cr 2 O 7 2- / Cr 3+ Al 3+ / Al Ca 2+ / Ca 3

4 Comment prévoir le sens de la réaction ? II. Réaction entre 2 couples redox Cela nécessite de classer les couples redox, on utilise le potentiel délectrode ou potentiel doxydoréduction. Par convention on utilise une électrode à hydrogène comme référence, elle a un potentiel égal à 0 Volt, quelque soit la température. 4

5 L'électrode standard à hydrogène (ESH) est l'électrode de référence absolue. Elle ne peut être réalisée en pratique. On considère que les activités de H 2 et de H + sont égales à 1, donc lexpression contenant ln (Ox/Red) = 0 La réalisation pratique de l'ESH est l'électrode normale à hydrogène ou ENH, dans ce cas elle dépend de la température. 5

6 F 2 / F - +2,87 V Cr 2 O 7 2- / Cr 3+ +1,33V Al 3+ / Al -1,66V Ca 2+ / Ca -2,87 V H + / H 2 0 V E 0 (V) Oxydant de + en + puissants Réducteur de + en + puissants Quelques exemples : 6

7 Ox 2 Red 2 E 0 (V) Le sens de réaction la règle du « gamma » Ox 1 Red 1 α Ox 2 + δ Red 1 γ Ox 1 + β Red 2 7

8 II. Réaction entre 2 couples redox Écrire et équilibrer les équations redox 2) Équilibrer lélément oxygène O avec des molécules deau 3) Équilibrer lélément hydrogène H avec des ions H + 4) Équilibrer la charge (électroneutralité de demi réaction) avec des électrons e -. Oxydation : pertes délectrons Réduction : gain délectrons Les électrons doivent se trouver du côté de loxydant 1) Équilibrer lélément chimique oxydé ou réduit 8

9 Quelques exemples Fe 3+ =Fe 2+ Cl 2 = Cl - ClO - = Cl 2 Exemple : Couple ClO - /Cl 2 Exemple : Couple Fe 3+ /Fe 2+ II. Réaction entre 2 couples redox Exemple : Couple Cl 2 / Cl - +1.e - +2.e H + + 2e - +2.H 2 O 9

10 Les potentiels redox sont définis par rapport à une référence, mais dépendent de la température et de la concentration. III. Léquation de Nernst Le potentiel doxydoréduction prend la forme: α Ox + n e - = β Red 10

11 Avec R = 8,314 J.K -1.mol -1, T en Kelvin F = C.mol -1, n nombre délectrons échangés En se plaçant à 25°C, soit T = 298 K on a : Léquation de Nernst sécrit : 11

12 La réaction lors du titrage doit être totale et rapide. Doser déterminer la concentration Titrage dosage où lespèce à doser réagit avec un autre réactif selon une transformation chimique (dosage destructif) IV. Titrages redox 12

13 Repérer léquivalence… Véq (mL) E à léquivalence Ici E augmente avec v donc: Erlenmeyer : réducteur Burette : oxydant E (mV) Volume versé (mL) Titrage colorimétriques ou titrages avec indicateur de fin de réaction IV. Titrages redox 13

14 Il existe des indicateurs colorés redox exemple : lorthophénantroline ferreuse (E°=1.06 V ; zone de virage du rouge (forme réduite « Red ») au bleu (forme oxydée « Ox ») entre 1 et 1.12V) Titrage des ions ferreux Fe 2+ par les ions Ce 4+ ; on ajoute quelques gouttes dorthophénantroline ferreuse Très souvent la forme réduite et/ou la forme oxydée de lespèce à doser et/ou du titrant est colorée Couple MnO 4 - / Mn 2+ MnO 4 - : violet et Mn 2+ : incolore Couple Cr 2 O 7 2- / Cr 3+ Cr 2 O 7 2- : orange et Cr 3+ : vert IV. Titrages redox 14

15 Solution aqueuse de KMnO 4 Solution aqueuse de Fe 2+ n ox versé est consommé immédiatement n Red fixe A léquivalence(cf. TD), 5.c ox.V ox = c Red.V red (5.n MnO4- = n Fe2+ ) Réaction de titrage (cf. TD), MnO Fe H + Mn Fe H 2 O IV. Titrages redox 15

16 Exemple : titrage des ions Cr 2 O 7 2- par les ions MnO 4 - impossible, lastuce et dutiliser un couple intermédiaire. IV. Titrages redox - indirects Principe : La quantité de couple intermédiaire est suffisamment importante pour quils réagissent avec les dichromates et que le reste soit dosé par MnO

17 n 2 = n Fe2+ total = c 2.V 2 mol dions Fe 2+ de telle sorte que ces ions soient en excès maîtrisé. n 2 connu IV. Titrages redox - indirects n 1 inconnu 2) Les ions Fe 2+ restant sont titrés par les ions MnO 4 - ( n 3 = n restant = c 3. V éq ). Une partie de n 2 a réagit, cest la quantité n Fe2+ conso qui a été consommée par la réaction. 1) On mélange dans lerlenlmeyer: n Dichromate = n 1 = c 1.V 1 mol dions Cr 2 O

18 6.Fe 2+ + Cr 2 O H + 6.Fe Cr H 2 O Réaction dans lerlenmeyer avant dosage : n 1 mol de Cr 2 O 7 2- avec n Fe2+ consommé. IV. Titrages redox - indirects n Fe2+ consommé = 6 (n Cr2O7 2- ) n Fe2+ restant = 5.n MnO4- MnO Fe H + Mn Fe H 2 O Puis titrage des ions Fe 2+ restant par MnO

19 n Fe2+ consommé réagit totalement avec les ions Cr 2 O 7 2- (n 1 ) Ions Fe (II) introduits n Fe2+ total n Fe2+ restant sont titrés par MnO 4 - n Fe2+ restant = 5 (n MnO4- ) IV. Titrages redox - indirects n Fe2+ consommé = 6 (n Cr2O7 2- ) + n Fe2+ total = 6.n Cr2O n MnO4- On en déduit n 1 = n(Cr 2 O 7 2- ) introduit 19


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