Les réactions en solution

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1 Les réactions en solution
Les réactions en solutions

2 Retour sur les états de la matière
Les états condensés trouvent leur origine dans l’agrégation des molécules. Cette cohésion résulte des interactions intermoléculaires L’agitation des molécules s’oppose 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: ...
H2O, C6H12O6, NaCl, AgCl, CH3COOH, ... Introduisent les notions de: Corps solubles insolubles Electrolytes non-électrolytes Electrolyse Dissolution Dissociation

4 Le mécanisme de l ’ionisation
NaCl H2O Na+ + Cl- dans le vide dans un solvant : où e est la constante diélectrique

5 La force des électrolytes
L ’énergie de solvatation ou d ’hydratation Ion Rayon Energie d' hydr. Ion Rayon Energie d' hydr. (Å) (eV) (Å) (eV) H ,4 K+ 1, ,4 Li+ 0, ,4 Mg2+ 0, ,1 Na+ 0, ,3 Sc3+ 0, ,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’électrolyte est fort. Si moins de 50% des molécules sont dissociées, l’électrolyte est faible. Si moins de 1molécule/105 est dissociée, c’est un non-électrolyte. Le degré de dissociation a =n(dissocié)/n(introduit)

6 La force des électrolytes
Formalité et molarité La force des électrolytes Pour CH3COOH, seules 3 molécules sur 1000 se dissocient: a=0,003 CH3COOH CH3COO- + H + La pesée d ’une mole à mettre en solution  Solution 1M en AcOH, La Concentration engagée C vaut 1M=1mol/l En fait, la solution contient 0,997 CH3COOH et 0,003 CH3COO- et H+ La Concentration à l’équilibre [CH3COOH] = 0,997mol/l et [CH3COO- ] = [H+] 0,003mol/l Il faut donc distinguer ces deux concentrations: [CH3COOH] = C*(1-a) et [CH3COO- ] = [H+] = CF*a

7 La force des électrolytes
En résumé: Soluble Insoluble Electrolytes…¬¾®… Non-électrolytes Corps NaCl CH3CO2H C6H12O Cdiamant;AgCl 1 phase homogène phases Dissolution a = 0 +Dissociation a = … partielle totale a = 1

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

9 Les réactions 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  Cu2+ + 2e- Une réduction est une transformation dans laquelle N.O.  Elle s’accompagne d’un gain d’électrons: Cl2 + 2e-  2Cl - Un oxydant est un réactif qui provoque l’oxydation. Il sera donc capteur d’électrons et subira la réduction. Exemple: Cl2 Un réducteur est un réactif qui provoque la réduction. Il sera donc donneur d’électrons et subira l’oxydation. Exemple: Cu

10 Les réactions d ’oxydo-réduction
Les réactions sont inversibles. Donc à chaque oxydant est associé un réducteur et inversement Oxydants: Cu2+, Cl2 Réducteurs: Cu, Cl- On forme ainsi des couples redox associant forme oxydée et forme réduite On écrira donc : Cu2+ + 2e-  Cu  Cl2 + 2e-  2Cl -  Ox + ne-  Red  Ces couples se représentent sous le forme: Cl2/Cl-, Cu2+/Cu, H+/H2 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 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  Cu2+ + 2e- I Cl2 + 2e-  2Cl - II Cl2 + Cu  Cu2++ 2Cl-  CuCl2 Ox1 + Red2  Ox2 + Red1 I et II sont des demi-réactions Un autre exemple 2 FeSO4 + 2 Ce(SO4)2 ¾¾® Fe2(SO4)3 + Ce2(SO4)3 L'oxydation Fe ¾¾® Fe3+ + e- La réduction Ce4+ + e- ¾¾® Ce3+

12 Les réactions d ’oxydo-réduction
2 FeSO4 + 2 Ce(SO4)2 ¾¾® Fe2(SO4)3 + Ce2(SO4)3 (I) Mais aussi: Fe2(SO4)3 + SnSO4 ¾¾® 2 FeSO4 + Sn(SO4) (II) L'oxydation Sn2+ ¾¾® Sn4+ + 2e- (a) La réduction Fe3+ + e- ¾¾® Fe (b) au total: (a) + 2(b) Sn2+ + 2Fe3+ ¾¾® Sn4+ + 2Fe2+ 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 d ’écriture Les règles d’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 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.

14 Queques exemples supplémentaires
Quelques exemples supplémentaires a) S + O2 ¾¾® SO2 (III) Réducteur S ¾¾® S e- Oxydant O2 + 4e- ¾¾® 2O2- S + O2 ¾¾® SO2 b) 2 FeCl2 + Cl2 ¾¾® 2 FeCl3 (IV) Réducteur Fe2+ ¾¾® Fe3+ + e- [ ]*2 Oxydant Cl2 + 2e- ¾¾® 2Cl- 2 Fe2+ + Cl Cl- ¾¾® 2 Fe Cl- 2 FeCl2 + Cl2 ¾¾® 2 FeCl3

15 Queques exemples supplémentaires
Quelques exemples supplémentaires c) H2S + NaClO ¾¾® H2O + NaCl + S (V) Réducteur S2- ¾¾® S0 + 2e- Oxydant ClO- + 2e- + 2H+ ¾¾® Cl- + H2O d) FeSO4 + KMnO4 ¾¾® Fe2(SO4)3 +MnSO (VI) Oxydant MnO4- + 5e- + 8H+ ¾¾® Mn H2O (a) Réducteur Fe2+ ¾¾® Fe3+ + e (b) [ ]*5 5Fe2+ + MnO4- + 8H+ ¾¾® 5Fe3+ + Mn2+ + 4H2O 10FeSO4 + 2KMnO4 + 8H2SO4 ¾¾® 5Fe2(SO4)3 +K2SO4 +2MnSO4+ 8H2O