Chapitre 4 : Chimie inorganique de base Version /12/20141

2 Rappel La charge négative d’un anion est égal au nombre d’électrons qu’il a gagné La charge positive d’un cation est égal au nombre d’électrons qu’il a perdu

Version /12/20143 Les charges des ions Les charges des métaux des transition seront donner au tableau périodique, leur formation est un peu plus difficile.

Version /12/20144  Les ions ne forment pas sans raison…  Un cation qui a perdu d’électron(s) et un anion qui a gagné d’électron(s) s’attirent pour former une liaison ionique  Composé ionique: composé formé entre un ion négatif et un ion positif. On a un transfert d’électrons. Métal + non-métal (cation + anion) Les liaisons ioniques

Version /12/20145 Li Cl Li + + Cl - LiCl Tout composé doit être neutre (les charges doivent s’additioner à zéro) Li va perdre 1 e - Cl a besoin d’un e- Le composé ionique est LiCl (chlorure de lithium) 1+1- Les liaisons ioniques (2)

Version /12/20146 Mg Cl Cl Mg 2+ + Cl - + Cl - MgCl 2 Tout composé doit être neutre (les charges doivent s’additioner à zéro) -Mg va perdre 2 e - -Cl n’a que besion d’un, alors il faut 2 Cl - Le composé ionique est MgCl 2 (chlorure de magnésium) (1- x 2) Les liaisons ioniques (3)

Version /12/20147  UICPA (L’union international de chimie pure et appliqué) a créé des règles à suivre lorsqu’on nomme les composés ioniques 1.Nommez l’anion (le non-métal) avec une terminaison “-ure” ou “-yde” Ex: KBrbromure 2.Ajoutez la préposition “de” KBr bromure de 3.Nommez le cation (le métal) KBrbromure de potassium La nomenclature (=comment nommer)

Version /12/20148  NaCl chlorure de sodium  MgBr 2 bromure de magnésium K2OK2O oxyde de potassium Exemples (formule → nom)

Version /12/20149  Ex: chlorure de lithium 1.Déterminez la charge de chaque atome: Li a une charge de 1+, Cl a une charge de 1- 2.Si les charges s’annulent (additionnent à zéro), réécrivez les symboles avec le métal en premier et vous avez fini LiCl 3.Si les charges ne s’annulent pas, il faut déterminer le nombre d’atomes de chaque élément seront nécessaire pour que les charges s’annuleront… Exemple (nom → formule)

Version /12/ Autres exemples (nom → formule)  Ex: phosphure de magnésium 1.Charge de chaque atome: Mg 2+, P 3- 2.Option 1: Dessinez structures de Lewis pour déterminer le nombre de chaque atome il prendra pour avoir un composé neutre 3.Option 2: La méthode du chassé croisé

Version /12/ La méthode du chassé-croisé Ecrivez les symboles des atomes (métal en premier) avec leurs charges: Mg 2+ P 3- Utilisez la charge comme indice (en bas) Mg 2+ P 3- donc Mg 2 P 3 Si les indices ne peuvent pas être réduites, vous avez fini S’il est possible de réduire les indices, faites-la et après cela vous avez fini. –Ex: sulfure de calcium Ca 2+ S 2- Ca 2 S 2 réduire (divisez les 2 indices par 2) = CaS

Version /12/ États d’oxydation  Indique le nombre d’e- que l’atome a capté ou cédé lors de liaisons avec d’autres atomes.  Remplace la notion de valence.

Version /12/ États d’oxydation (2)  Que peut-on dire de l’état d’oxydation du fer pour les deux molécules suivantes sachant que l’ E.O. de l’oxygène est de -II :  Fe 2 O 3

Version /12/ Quelques acides ternaires DésignationFormuleValenceExempleNomenclature Hydroxyde-OH1NaOHHydroxyde de sodium Nitrite-NO 2 1HNO 2 Nitrite d’hydrogène Nitrate-NO 3 1HNO 3 Nitrate d’hydrogène Sulfite=SO 3 2H 2 SO 3 Sulfite d’hydrogène Sulfate=SO 4 2H 2 SO 4 Sulfate d’hydrogène Carbonate=CO 3 2H 2 CO 3 Carbonate d’hydrogène Phosphite≡PO 3 3H 3 PO 3 Phosphite d’hydrogène Phosphate≡PO 4 3H 3 PO 4 Phosphate d’hydrogène

Version /12/ Autres informations sur le tableau périodique

Exercices Version /12/ Pour chaque paire d’éléments : 1)faites les structures de Lewis pour les ions, 2)ajoutez les flèches pour montrer le transfert d’électrons (la liaison) et finalement 3)donnez la formule du composé ionique. Li et FBe et OAl et NSr et PMg et Br Na et SeBa et AsK et OTl et ClGa et S soufre et magnésiumoxygène et césium chlore et indiumradium et azote

Version /12/ Les équations chimiques  Réaction entre le fer (II) et le soufre : Mélange de fer (poudre grise) et de soufre (poudre jaune) Chauffage (= apport d’énergie !) Incandescence Réaction entre le fer et le soufre avec dégagement de chaleur. fer + soufre → sulfure de fer

Version /12/ Les équations chimiques (2) Fer Fe SoufreS Sulfure de ferFeS Fe 2 S 2 → FeS2 Équation chimique : Fe + S → FeS

Version /12/ Règle de Lavoisier « Rien ne se perd, rien ne se crée, tout se transforme. » Pendant une réaction chimique, le nombre d’atomes est conservé. En effet, lors d’une réaction, il n’y a ni perte, ni gain d’atomes, mais les atomes des réactifs sont groupés autrement pour former les produits de la réaction.

Version /12/ Les équations chimiques (3)  Réaction entre le cuivre (I) et le soufre : Mélange de cuivre (solide rouge métallique) et de soufre (poudre jaune) Chauffage (= apport d’énergie !) Incandescence Réaction entre le cuivre et le soufre avec dégagement de chaleur. cuivre + soufre → sulfure de cuivre

Version /12/ Les équations chimiques (4) Cuivre Cu SoufreS Sulfure de cuivreCuS Cu 2 S 12 Équation chimique : Cu + S → Cu 2 S équation non équilibrée ! 2 Cu + S → Cu 2 S

Version /12/ Les équations chimiques (5)  Réaction entre le phosphore (V) et le dichlore : Introduction du phosphore dans du dichlore Combustion du phosphore avec une flamme jaune Production d’une fumée blanche (chlorure de phosphore) phosphore + dichlore → chlorure de phosphore

Version /12/ Les équations chimiques (6) PhosphoreP DichloreCl 2 Chlorure de phosphorePCl PCl 5 51 Équation chimique : P + Cl 2 → PCl équation non équilibrée ! 2 P + 5 Cl 2 → 2 PCl 5

Version /12/ Les équations chimiques (7)  Réaction entre le nitrate de plomb (II) et l’iodure de potassium : Mélange de solutions aqueuses du nitrate de plomb et de l’iodure de potassium Formation d’un précipité jaune (iodure de plomb (II)) Un deuxième produit est présent (nitrate de potassium ou salpêtre) sous forme aqueuse incolore. Nitrate de plomb + iodure de potassium → iodure de plomb + nitrate de potassium

Version /12/ nitrate de plomb (II) PbNO 3 Pb(NO 3 ) 2 21 iodure de potassium KI KI 1 iodure de plomb (II) PbI PbI 2 21 nitrate de potassium KNO 3 KNO 31 Les équations chimiques (8)

Version /12/ Les équations chimiques (9) Équation chimique : Pb(NO 3 ) 2 + KI → PbI 2 + KNO 3 Pb(NO 3 ) KI → PbI KNO 3

Version /12/ Les équations chimiques (10)  Alcool flambé : Combustion de l’éthanol avec du dioxygène Création de dioxyde de carbone et d’eau éthanol + dioxygène → dioxyde de carbone + eau

Version /12/ ÉthanolC 2 H 5 OH DioxygèneO 2 dioxyde de carbone CO 2 EauH 2 O Équation chimique : C 2 H 5 OH + O 2 → CO 2 + H 2 O C 2 H 5 OH + 3 O 2 → 2 CO H 2 O Les équations chimiques (11)

Version /12/  Mélange de deux solutions différentes.  Précipitation si un composé solide se forme. Équation chimique : NaCl (aq) + AgNO 3(aq)  AgCl (s) + NaNO 3(aq) Na + (aq) + Cl - (aq) + Ag + (aq) + NO 3 - (aq)  AgCl (s) + Na + (aq) + NO 3 - (aq) Cl - (aq) + Ag + (aq)  AgCl (s) Les réactions de précipitation

Version /12/ Les réactions de précipitation (2)  Solubilité :  C’est la quantité maximale de produit que l’on peut dissoudre à une température déterminée dans une quantité de solvant déterminée.  Produit de solubilité d’une réaction : B n A m(s)  n B m+ (aq) + m A n- (aq) K s = [B m+ ] n. [A n- ] m  Disponible à l’arrière du tableau de Mendeleev.

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Version /12/ Cl - (aq) + Ag + (aq)  AgCl (s) K s = 1, Trois cas possibles : 1.[Ag + ]. [Cl - ] < K s : pas de précipitation 2.[Ag + ]. [Cl - ] > K s : précipitation jusqu’à ce que [Ag + ]. [Cl - ] = K s 3.[Ag + ]. [Cl - ] = K s : limite de précipitation Les réactions de précipitation (3)

Version /12/ La solubilité du chromate d'argent Ag 2 CrO 4, dans l'eau à 25 °C est de 0,0027 g par 100 ml. Calculer le produit de solubilité du chromate d'argent. Ag=108; Cr=52; O=16 g/mol Les réactions de précipitation (4)

Version /12/ La solubilité du chromate d'argent Ag 2 CrO 4, dans l'eau à 25 °C est de 0,0027 g par 100 ml. Calculer le produit de solubilité du chromate d'argent. Ag=108; Cr=52; O=16 g/mol Ag 2 CrO 4 : masse molaire : = 332 g/mol Solubilité Ag 2 CrO 4 : 0,0027/0,1 = 0,027 g/l CrO 4 2- (aq) + 2 Ag + (aq)  Ag 2 CrO 4(s) avec Ks = [CrO 4 2- ]. [Ag + ] 2 Moles 12 Mol/l0,027/ ,027/332 8, , Ks = [CrO 4 2- ]. [Ag + ] 2 = 2, Les réactions de précipitation (5)

Version /12/ Les réactions d’oxydo-réduction  Quand un métal réagit avec l'oxygène, on dit qu'il y a une réaction d'oxydation de cet élément.  2 Fe + 3/2 O 2 → Fe 2 O 3 Le fer métallique est à l'étage d'oxydation 0 (zéro). Dans la rouille, le fer est à l'état d'oxydation +III. Le fer est passé de Fe à Fe 3+. Réaction d’oxydation: Fe → Fe e -  Tout élément qui, lors d'une réaction, subit une montée d'étage d'oxydation, a été oxydé.

Version /12/ Les réactions d’oxydo-réduction (2)  Quand un métal réagit avec l'oxygène, on dit qu'il y a une réaction d'oxydation de cet élément.  2 FeO + 1/2 O 2 → Fe 2 O 3 Réaction d’oxydation : Fe 2+ → Fe e - L’oxygène O 2 est passé de l’E.O. 0 à l’E.O. –II Réaction de réduction : ½ O e - → O 2-  Tout élément qui, lors d'une réaction, subit une descente d'étage d'oxydation, a été réduit.

Version /12/  Lorsqu'il y a une réaction d'oxydation, il y a toujours, en même temps, une réaction de réduction.  C'est pour cela que l'on parle de réaction d'oxydo-réduction ou de réaction "rédox".  Le nombre d'électrons "donnés" doit toujours être égal au nombre d'électrons "pris". Les réactions d’oxydo-réduction (3)

Version /12/ Les réactions d’oxydo-réduction (4)  Étude de la réaction suivante :  Fe 2 O 3 + CO → 2 FeO + CO 2 Réaction d’oxydation : ? Réaction de réduction : ?

Version /12/ Les réactions d’oxydo-réduction (5)  Étude de la réaction suivante :  Fe 2 O 3 + CO → 2 FeO + CO 2 Fe : E.O. de +III à +II (réduction) C : E.O. de +II à +IV (oxydation) O : E.O. de -II (inchangé) ! Réaction d’oxydation : C 2+ → C e - Réaction de réduction : Fe e - → Fe 2+ (x 2) Équation ionique globale : C Fe e - → C e Fe 2+ Équation moléculaire globale : Fe 2 O 3 + CO → 2 FeO + CO 2

Version /12/ Les réactions d’oxydo-réduction (6) Dans une solution de sulfate de cuivre, on plonge un clou en fer. On observe, après peu de temps, que la couleur du clou n'est plus la même mais ressemble à la couleur du cuivre. La réaction chimique a transformé les ions cuivre en cuivre métallique. Ecrivez les équations rédox, l’équation ionique globale et l’équation moléculaire globale

Version /12/ Grâce au tableau des équilibres rédox (voir au recto du tableau périodique), il y a moyen de voir que la réaction est possible sans devoir faire l'expérience. FeFe 2+ (-0,47 V) CuCu 2+ (0,34 V) La réaction Fe + Cu ++ → Fe 2+ + Cu est une réaction qui peut avoir lieu spontanément. Les réactions d’oxydo-réduction (7)

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Version /12/ Les réactions d’oxydo-réduction (8) Réaction d’oxydoréduction entre le zinc et le cuivre en plongeant une plaque de zinc dans une solution aqueuse de sulfate de cuivre. La réaction entre Zn et Cu 2+ se produit donc à la surface de la plaque, à l’endroit où atomes et ions peuvent se rencontrer pour échanger des électrons : Zn (s) + Cu 2+ (aq)  Zn 2+ (aq) + Cu (s). Apparition d’un dépôt rougeâtre de cuivre sur la plaque de zinc et la coloration bleue des ions cuivre diminue autour de la plaque. Zn 2+ Zn Zn 2+ SO 4 2-

Version /12/ Transfert d’électrons à distance entre le réducteur Zn et l’oxydant Cu 2+. L’oxydation et la réduction à distance se feront si on place, entre les deux réactifs, un conducteur d’électrons (un fil métallique). Zn  Zn e - Cu 2+  + 2 e -  Cu Cu 2+ Zn Cu Zn 2+ Oxydation de Zn crée un surplus de charges positives (Zn 2+ ) dans la zone de réaction. Cu 2+ SO 4 2- Cu 2+ SO 4 2- Cu 2+ SO 4 2- Cu 2+ SO 4 2- Zn 2+ Les réactions d’oxydation et de réduction ne pourront continuer que s’il existe un dispositif pour évacuer les ions des zones de réaction. Réduction de Cu 2+ crée un déficit de charges positives dans la zone de réaction. Les réactions d’oxydo-réduction (9)

Version /12/ Les réactions d’oxydo-réduction (10) La pile comprend : - une zone où la réaction d’oxydation peut se produire ; Zn  Zn e - Cu e -  Cu - une zone où la réaction de réduction peut se produire ; - un conducteur qui permet aux électrons de circuler de la zone d’oxydation vers la zone de réduction ;  e- e- - un pont électrolytique permettant aux ions de circuler entre les zones de réduction et d’oxydation. + -

Version /12/ Les réactions d’oxydo-réduction (11) On nomme « force électromotrice » (abréviation : f.é.m.) le nombre de volts mesuré (  E) de la pile. Zn  Zn e - Cu e -  Cu  e- e- + - V La pile convertit l’énergie chimique d’une réaction d’oxydoréduction en énergie électrique.  E dépend de la constante d’équilibre de la réaction. La f.é.m. d’une pile dépend de la nature des deux électrodes et de la nature du dispositif permettant aux ions de circuler (jonction).

Version /12/ Les réactions acide-base : acides  Un acide est une substance qui libère des ions H + en solution aqueuse. Par exemple : HCl + H 2 O  H 3 O + + Cl - (H 3 O + = ion hydronium)  Formule générale : Acides binaires : HX (par ex. : HCl, H 2 S, …) Acides ternaires : H(XO) (par ex. : HNO 3, H 2 SO 4, …)

Version /12/  Nomenclature des acides binaires : Acide + nom du non-métal + hydrique Nom du non-métal + ure + d’hydrogène Exemple : HCl : acide chlorhydrique ou chlorure d’hydrogène  Nomenclature des acides ternaires I : Acide + nom du non-métal + ique Nom du non-métal + ate + d’hydrogène Exemple : H 2 SO 4 : acide sulfurique ou sulfate d’hydrogène  Nomenclature des acides ternaires II (1 O en moins que ci-dessus) : Acide + nom du non-métal + eux Nom du non-métal + ite + d’hydrogène Exemple : H 2 SO 3 : acide sulfureux ou sulfite d’hydrogène Les réactions acide-base : acides (2)

Version /12/  Acides forts : Les acides forts sont ionisés totalement en solution aqueuse.(HCI, H 2 SO 4, …) H 2 SO 4 → 2 H + + SO 4 2-  Acides faibles : Les acides faibles sont très peu ionisés en solution aqueuse. (H 2 S, H 3 PO 4, H 2 CO 3,... ) H 3 PO 4  H + + H 2 PO 4 - H 2 PO 4 -  H + + HPO 4 2- HPO 4 2-  H + + PO 4 3- H 3 PO 4  3H + + PO 4 3- Les réactions acide-base : acides (3)

Version /12/  Existence d’une constante d’équilibre (équilibres acide-base) : Voir valeurs pK a dans tableau de Mendeleev HF  H + + F - Les réactions acide-base : acides (4)

Version /12/ Les réactions acide-base : acides (5) AcideUsage Acide fluorhydriqueGravure de verre (danger de brûlures graves). Acide chlorhydriqueDécapage des dépôts calcaires.. Acide sulfhydrique Odeur nauséabonde (oeuf pourri) → additif dans le gaz de ville pour donner l'odeur Acide carboniqueDans boissons gazeuses Acide sulfuriqueDans les batteries, dans la fabrication d'engrais Acide phosphoriqueAcidification des boissons non alcoolisées (Coca Cola) Acide sulfureuxFulmination (production de vapeurs désinfectantes ou insecticides) Blanchiment de la pâte à papier, des textiles...  Formules chimiques de ces acides ?

Version /12/ Les réactions acide-base : bases  Une base est une substance qui libère des ions OH - en solution aqueuse. Par exemple : NaOH → Na + + OH -  Formule générale : M(OH)  Nomenclature : hydroxyde de + nom du métal  NaOH : hydroxyde de sodium (nom usuel : soude caustique)

Version /12/ Les réactions acide-base : bases (2)  Bases fortes : Les bases fortes sont dissociées en solution aqueuse. On y trouve notamment les hydroxydes des éléments de la première et de la deuxième colonne du tableau périodique. NaOH → Na + + OH -  Bases faibles : Les bases faibles sont très peu ionisées en solution aqueuse comme par exemple l'ammoniaque (solution d'ammoniac dans l'eau).

Version /12/ Les réactions acide-base : sels  Il y a formation d'un sel lors d’une réaction de neutralisation ( action d’un acide sur une base) Acide+base →sel + eau HX+MOH →MX+H 2 O H(XO)+MOX →M(OX)+H 2 O Par exemple : HCl+NaOH →NaCl + H 2 O H 2 SO 4 +2 NaOH →Na 2 SO H 2 O HNO 3 +NaOH →+ HNO 3 +Ca(OH) 2 →+

Version /12/ Les réactions acide-base : sels (2) IonNomIonNomIonNom Cl - ChlorureS 2- SulfurePO 4 3- Phosphate I-I- IodureSO 3 2- SulfitePO 3 3- Phosphite Br - BromureSO 4 2- Sulfate F-F- FluorureCO 3 2- Carbonate HCO 3 - HydrogénocarbonateCrO 4 2- Chromate NO 2 - NitriteCr 2 O 7 2- Bichromate NO 3 - Nitrate NH 4 + Ammonium

Version /12/ Les réactions acide-base : pH L'eau est constituée de molécules d'eau mais une très faible quantité se retrouve sous forme dissociée H + et OH -. Réaction d’équilibre : H 2 O  H + + OH - Constante d’équilibre :

Version /12/ Les réactions acide-base : pH (2)  Cas de l’eau pure : autant d’ions H + que d’ions OH -. [H + ] = pH = 7  Ajout d’un acide : [H + ] augmente mais la constante K reste constante. [OH - ] doit diminuer. [H + ] > pH < 7

Version /12/ Les réactions acide-base : pH (3)  Ajout d’une base : [OH - ] augmente mais la constante K reste constante. [H + ] doit diminuer. [H + ] < pH > 7 pH0714 Zone acideZone neutreZone basique Acide fortAcide faibleBase faibleBase forte

Version /12/ Éléments en céramique ÉlémentSymboleÉlémentSymboleÉlémentSymbole AluminiumAlCuivreCuPotassiumK AntimoineSbEtainSnSéléniumSe ArgentAgFerFeSiliciumSi BaryumBaHydrogèneHSodiumNa BismuthBiLithiumLiStrontiumSr BoreBMagnésiumMgTitaneTi CadmiumCdManganèseMnUraniumU CalciumCaNickelNiVanadiumV CarboneCOxygèneOZincZn ChromeCrPhosphorepZirconiumZr CobaltCoPlombPb

Version /12/ Oxydes en céramique FormuleNomFormuleNomFormuleNom Al 2 O 3 Oxyde d’aluminium CuOOxyde de cuivrePbOOxyde de plomb Sb 2 O 3 Oxyde d’antimoineSnOOxyde d’étainK2OK2OOxyde de potassium BaOOxyde de baryumFe 2 O 3 Oxyde de ferSiO 2 Bioxyde de silicium B2O2B2O2 Oxyde boriqueLi 2 OOxyde de lithiumNa 2 OOxyde de sodium CaOOxyde de calciumMgOOxyde de magnésium ZnOOxyde de zinc Cr 2 O 3 Oxyde de chromeMnO 2 Bioxyde de manganèse ZrO 2 Oxyde de zirconium Co 2 O 3 Oxyde de cobaltNiOOxyde de nickel

Version /12/ Sels en céramique  Sels utilisés en céramique dans les glaçures et les émaux : SelsAprès cuisson, il reste CoCO 3 CoO CuCO 3 CuO MnCO 3 MnO K 2 Cr 2 O 7 K 2 O.Cr 2 O 3