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Les réactions en solution

Les réactions en solution. Les réactions en solutions . Les états de la matière. Retour sur les états de la matière. Les états condensés trouvent leur origine dans l’agrégation des molécules. Cette cohésion résulte des interactions intermoléculaires .

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Les réactions en solution

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Presentation Transcript

  1. Les réactions en solution Les réactions en solutions

  2. Les états de la matière 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 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 où e est la constante diélectrique dans un solvant : Le mécanisme de l’ionisation

  5. La force des électrolytes Ion Rayon Energie d' hydr. Ion Rayon Energie d' hydr. (Å) (eV) (Å) (eV) H+ 11,4 K+ 1,33 3,4 Li+ 0,68 5,4 Mg2+ 0,65 20,1 Na+ 0,95 4,3 Sc3+ 0,81 41,1 La force des électrolytes • L ’énergie de solvatation ou d ’hydratation • 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. Formalité et molarité CH3COOHCH3COO- + H + La force des électrolytes Pour CH3COOH, seules 3 molécules sur 1000 se dissocient: a=0,003 La pesée d ’une mole à mettre en solution  Solution 1M en AcOH, La Concentration engagée Cvaut 1M=1mol/l En fait, la solution contient 0,997CH3COOH 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 La force des électrolytes En résumé: • Soluble Insoluble • Electrolytes…¬¾®… Non-électrolytes • Corps NaCl CH3CO2H C6H12O6 Cdiamant;AgCl • 1 phase homogène 2 phases • Dissolution a = 0 • +Dissociation a = … • partielle • totale a = 1

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

  9. Les réactions d ’oxydo-réduction 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 On écrira donc : Cu2++ 2e- Cu  Cl2+ 2e-2Cl -  Ox + ne-Red  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 Ces couples se représentent sous le forme: Cl2/Cl-, Cu2+/Cu, H+/H2La 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 Cu Cu2++ 2e- I Cl2+ 2e-2Cl - II 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. Cl2 + CuCu2++ 2Cl- CuCl2 Ox1 + Red2Ox2 + Red1 I et II sont des demi-réactions Un autre exemple 2 FeSO4 + 2 Ce(SO4)2¾¾® Fe2(SO4)3 + Ce2(SO4)3 • L'oxydation Fe2+¾¾® Fe3+ + e- • La réduction Ce4+ + e-¾¾® Ce3+

  12. Les réactions d ’oxydo-réduction Les Réactions d ’oxydo-réduction 2 FeSO4 + 2 Ce(SO4)2¾¾® Fe2(SO4)3 + Ce2(SO4)3 (I) Mais aussi: Fe2(SO4)3 + SnSO4¾¾® 2 FeSO4 + Sn(SO4)2 (II) • L'oxydation Sn2+¾¾® Sn4+ + 2e- (a) • La réduction Fe3+ + e-¾¾® Fe2+ (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® S4+ + 4e- Oxydant O2 + 4e-¾¾® 2O2- S + O2 ¾¾® SO2 b) 2 FeCl2 + Cl2¾¾® 2 FeCl3 (IV) Réducteur Fe2+¾¾® Fe3+ + e- [ ]*2 Oxydant Cl2 + 2e-¾¾® 2Cl- 2 Fe2+ + Cl2 + 4 Cl- ¾¾® 2 Fe3+ + 6 Cl- 2 FeCl2 + Cl2¾¾® 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 + KMnO4¾¾® Fe2(SO4)3 +MnSO4 (VI) Oxydant MnO4- + 5e- + 8H+ ¾¾® Mn2+ + 4H2O (a) Réducteur Fe2+¾¾® Fe3+ + e- (b) [ ]*5 5Fe2+ + MnO4- + 8H+¾¾® 5Fe3+ + Mn2+ + 4H2O 10FeSO4 + 2KMnO4 + 8H2SO4¾¾® 5Fe2(SO4)3 +K2SO4 +2MnSO4+ 8H2O

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