Les réactions en solutions Les réactions en solution.

Les réactions en solutions Les réactions en solutions

Retour sur les états de la matièreRetour sur les états de la matière

Les états condensés trouvent leur origine dans l’agrégation des Les états condensés trouvent leur origine dans l’agrégation des molécules. Cette cohésion résulte des interactions intermoléculaires molécules. Cette cohésion résulte des interactions intermoléculaires

L’agitation des molécules s’oppose à cette cohésion. L’agitation des molécules s’oppose à cette cohésion. Celle-ci est de nature thermique et confère la mobilité aux molécules. Celle-ci est de nature thermique et confère la mobilité aux molécules.

Forces de cohésion Forces de cohésion >>>> Agitation thermique Agitation thermique Etat Solide Etat Solide Rigidité Positions fixes Rigidité Positions fixes

Forces de cohésion Forces de cohésion <<<< Agitation thermique Agitation thermique Etat Gazeux Etat Gazeux mouvements libresmouvements libres

Forces de cohésion Forces de cohésion Agitation thermique Agitation thermique Etat Liquide Etat Liquide Fluidité Positions libres, mobilité restreinte Fluidité Positions libres, mobilité restreinte

Les corps en solution.Les corps en solution.

Quelques faits d ’expérience: ...Quelques faits d ’expérience: ...

+ -

mA

NaCl

H 2 ↑Cl 2 ↑

Introduisent les notions de:Introduisent les notions de:

Corps solubles insolublesCorps solubles insolubles

Electrolytes non-électrolytes ElectrolyseElectrolytes non-électrolytes Electrolyse

Dissolution DissociationDissolution Dissociation

HH22O, CO, C66HH1212OO66, NaCl, AgCl, , NaCl, AgCl,

CHCH33COOH, ...COOH, ...

F =kq1q2

r2dans le videdans le vide

NaCl NaCl HH22O O Na Na++ + Cl + Cl--

F =kq1q2

ε r2dans un solvant :dans un solvant : où où εε est la constante diélectrique est la constante diélectrique

Le mécanisme de l’ionisationLe mécanisme de l’ionisation

La force des électrolytesLa 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. Ion Rayon Energie d' hydr. (Å) (eV) (Å) (eV)

H+ 11,4 K+ 1,33 3,4Li+ 0,68 5,4 Mg2+ 0,65 20,1Na+ 0,95 4,3 Sc3+ 0,81 41,1

Un électrolyte peut se dissocier partiellement. Un électrolyte peut se dissocier partiellement. Si plus de 50% des molécules sont dissociées, l’électrolyte est fort.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 50% des molécules sont dissociées, l’électrolyte est faible.Si moins de 1molécule/10Si moins de 1molécule/1055 est dissociée, c’est un non-électrolyte. est dissociée, c’est un non-électrolyte.

Le degré de dissociation Le degré de dissociation =n(dissocié)/n(introduit) =n(dissocié)/n(introduit)


Pour CHPour CH33COOH, seules 3 molécules sur 1000 se dissocient: COOH, seules 3 molécules sur 1000 se dissocient: =0,003=0,003

La pesée d ’une mole à mettre en solution La pesée d ’une mole à mettre en solution Solution 1M en AcOH, Solution 1M en AcOH,

CHCH33COOH COOH CH CH33COOCOO-- + H + H ++

En fait, la solution contient 0,997 En fait, la solution contient 0,997 CHCH33COOHCOOH et 0,003 et 0,003 CHCH33COOCOO-- et et HH++

La La Concentration à l’équilibre [Concentration à l’équilibre [CHCH33COOHCOOH]] = = 0,997mol/l et 0,997mol/l et

[[CHCH33COOCOO- - ] = [] = [HH++] 0,003mol/l ] 0,003mol/l

Il faut donc distinguer ces Il faut donc distinguer ces deux concentrationsdeux concentrations: :

[[CHCH33COOHCOOH]] = = C*(1- C*(1-) et [) et [CHCH33COOCOO- - ] = [] = [HH++] = C] = CFF**

La La Concentration engagée CConcentration engagée C vaut 1M=1mol/lvaut 1M=1mol/l


En résumé:En résumé:

Soluble Insoluble

Electrolytes…… Non-électrolytes

Corps NaCl CH3CO2H C6H12O6 Cdiamant;AgCl

1 phase homogène 2 phases

Dissolution +Dissociation …

partielle

totale 1

•Les réactions de précipitationLes réactions de précipitation

Les grands types de réactionLes 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 Réactions d ’oxydo-réductionLes 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.

Une réduction est une transformation dans laquelle N.O.

Un oxydantoxydant est un réactif qui provoque l’oxydation. Il sera donc

capteur d’électrons et subira la réduction. Exemple: Cl2Un réducteurréducteur est un réactif qui provoque la réduction. Il sera donc donneur d’électrons et subira l’oxydation. Exemple: Cu

Elle s’accompagne d’un gain d’électrons: Cl2 + 2e- 2Cl -

Elle s’accompagne d’une perte d’électrons: Cu Cu2+ + 2e-


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

La réaction d’oxydo-réduction résulte de l’échange d’électrons entre deux couples, l’un agissant comme oxydant, l’autre comme réducteur.

Ces couples se représentent sous le forme: Cl2/Cl-, Cu2+/Cu, H+/H2

La forme oxydée apparaissant en tête du couple Ox/Red,

Ox + ne- Red

On écrira donc : Cu2+ + 2e- Cu Cl2 + 2e- 2Cl -


La réaction d’oxydo-réduction résulte de l’échange d’électrons entre deux couples, l’un agissant comme oxydant, l’autre comme réducteur.

Un autre exemple

2 FeSO4 + 2 Ce(SO4)2 Fe2(SO4)3 + Ce2(SO4)3

Cl2 + Cu Cu2++ 2Cl- CuCl2Ox1 + Red2 Ox2 + Red1

Cu Cu2+ + 2e- I

Cl2 + 2e- 2Cl - II

I et II sont des demi-réactions

L'oxydation Fe2+ Fe3+ + e-

La réduction Ce4+ + e- Ce3+


2 FeSO4 + 2 Ce(SO4)2 Fe2(SO4)3 + Ce2(SO4)3 (I)

Mais aussi: Fe2(SO4)3 + SnSO4 2 FeSO4 + Sn(SO4)2 (II)

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.

L'oxydation Sn2+ Sn4+ + 2e- (a)La réduction Fe3+ + e- Fe2+ (b)

au total: (a) + 2(b) Sn2+ + 2Fe3+ Sn4+ + 2Fe2+

Les règles d’écritureLes 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.

Quelques exemples supplémentairesQuelques exemples supplémentaires

b) 2 FeCl2 + Cl2 2 FeCl3 (IV)

2 Fe2+ + Cl2 + 4 Cl- 2 Fe3+ + 6 Cl-

a) S + O2 SO2 (III)

Réducteur S S4+ + 4e-

S + O2 SO2

Oxydant O2 + 4e- 2O2-

2 FeCl2 + Cl2 2 FeCl3

Oxydant Cl2 + 2e- 2Cl-

Réducteur Fe2+ Fe3+ + e-[ ]*2

Quelques exemples supplémentairesQuelques exemples supplémentaires

c) H2S + NaClO H2O + NaCl + S (V)

d) FeSO4 + KMnO4 Fe2(SO4)3 +MnSO4 (VI)

Oxydant ClO- + 2e- + 2H+ Cl- + H2ORéducteur S2- S0 + 2e-

10FeSO4 + 2KMnO4 + 8H2SO4 5Fe2(SO4)3 +K2SO4

+2MnSO4+ 8H2O

Oxydant MnO4- + 5e- + 8H+ Mn2+ + 4H2O (a)

Réducteur Fe2+ Fe3+ + e- (b)[ ]*5

5Fe2+ + MnO4- + 8H+ 5Fe3+ + Mn2+ + 4H2O

Les réactions en solutions Les réactions en solution.

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