Les r

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
lagrégation des molécules. Cette cohésion
résulte des interactions intermoléculaires
Lagitation des molécules soppose à cette
cohésion. Celle-ci est de nature thermique et
confère la mobilité aux molécules.
Forces de cohésion gtgt Agitation thermique ?
Etat Solide
Rigidité Positions fixes
Forces de cohésion ltlt Agitation thermique ?
Etat Gazeux
mouvements
libres
Forces de cohésion ? Agitation thermique ? Etat
Liquide
Fluidité Positions libres, mobilité
restreinte
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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
Le mécanisme de lionisation
5
La force des électrolytes
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,
lélectrolyte est fort. Si moins de 50 des
molécules sont dissociées, lélectrolyte est
faible. Si moins de 1molécule/105 est dissociée,
cest un non-électrolyte.
Le degré de dissociation a n(dissocié)/n(introdu
it)
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Formalité et molarité
La force des électrolytes
Pour CH3COOH, seules 3 molécules sur 1000 se
dissocient a0,003
La pesée d une mole à mettre en solution ?
Solution 1M en AcOH,
La Concentration engagée C vaut 1M1mol/l
En fait, la solution contient 0,997 CH3COOH et
0,003 CH3COO- et H
La Concentration à léquilibre CH3COOH
0,997mol/l et CH3COO- H 0,003mol/l
Il faut donc distinguer ces deux concentrations
CH3COOH C(1-a) et CH3COO- H CFa
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La force des électrolytes
La force des électrolytes
En résumé
Soluble Insoluble
Electrolytes¾ Non-électrolytes Corps
NaCl CH3CO2H C6H12O6
CdiamantAgCl 1 phase homogène
2 phases Dissolution
a 0 Dissociation a
partielle totale a 1
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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

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Les réactions d oxydo-réduction
Les Réactions d oxydo-réduction
On observe une variation du Nombre dOxydation
des éléments dans diverses réactions Ce sont
les Réactions doxydo-réduction.
Une oxydation est une transformation dans
laquelle N.O. ?
Elle saccompagne dune perte délectrons
Cu ? Cu2 2e-
Une réduction est une transformation dans
laquelle N.O. ?
Elle saccompagne dun gain délectrons
Cl2 2e- ? 2Cl -
Un oxydant est un réactif qui provoque
loxydation. Il sera donc capteur délectrons et
subira la réduction. Exemple Cl2
Un réducteur est un réactif qui provoque la
réduction. Il sera donc donneur délectrons et
subira loxydation. Exemple Cu
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Les réactions d oxydo-réduction
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/H2 La forme oxydée
apparaissant en tête du couple Ox/Red,
La réaction doxydo-réduction résulte de
léchange délectrons entre deux couples, lun
agissant comme oxydant, lautre comme réducteur.
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Les réactions d oxydo-réduction
Les Réactions d oxydo-réduction
La réaction doxydo-réduction résulte de
léchange délectrons entre deux couples, lun
agissant comme oxydant, lautre 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)2 ¾¾
Fe2(SO4)3 Ce2(SO4)3
L'oxydation Fe2 ¾¾ Fe3 e-
La réduction Ce4 e- ¾¾ Ce3
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Les réactions d oxydo-réduction
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)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 soxyde 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 Ce4/Ce3 gt Fe3/Fe2 gt Sn4/Sn2
Oxydant faible.
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Les règles d écriture
Les règles décriture
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.
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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 Cl2 ¾¾ 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 Cl2 ¾¾ 2 FeCl3
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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 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 8H2SO4 ¾¾ 5Fe2(SO4)3
K2SO4 2MnSO4 8H2O