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I. Les échanges d’électrons en solution

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I. Les échanges d’électrons en solution - PowerPoint PPT Presentation


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Chapitre II : Chimie des solutions, applications aux couples réducteur / oxydant. réducteur. oxydant. électron. I. Les échanges d’électrons en solution. Un oxydant est une espèce susceptible de capter un ou plusieurs électrons .

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Presentation Transcript
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Chapitre II : Chimie des solutions, applications aux couples réducteur / oxydant

réducteur

oxydant

électron

I. Les échanges d’électrons en solution

Un oxydant est une espèce susceptible de capter un ou plusieurs électrons.

Un réducteur est une espèce susceptible de fournir un ou plusieurs électrons.

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I. Les échanges d’électrons en solution

Le transfert électronique est représenté par une demi-équation électronique :

α Ox + n e- = βRed

Un couple oxydant-réducteur, ou redox, est un couple dont les membres sont liés par une relation d’échange électronique.

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I. Les échanges d’électrons en solution

Le couple est noté sous la forme Ox / Red.

Cr2O72- / Cr3+

F2 / F-

Al3+ / Al

Ca2+ / Ca

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II. Réaction entre 2 couples redox

Comment prévoir le sens de la réaction ?

Cela nécessite de classer les couples redox, on utilise le potentiel d’électrode ou potentiel d’oxydoréduction.

Par convention on utilise une électrode à hydrogène comme référence, elle a un potentiel égal à 0 Volt, quelque soit la température.

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L'électrode standard à hydrogène (ESH) est l'électrode de référence absolue. Elle ne peut être réalisée en pratique.

On considère que les activités de H2 et de H+ sont égales à 1, donc l’expression contenant ln (Ox/Red) = 0

La réalisation pratique de l'ESH est l'électrode normale à hydrogène ou ENH, dans ce cas elle dépend de la température.

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Quelques exemples :

E0 (V)

F2 / F- +2,87 V

Oxydant de + en + puissants

Cr2O72- / Cr3+ +1,33V

H+ / H2 0 V

Réducteur de + en + puissants

Al3+ / Al -1,66V

Ca2+ / Ca -2,87 V

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E0 (V)

γOx1+ βRed2

α Ox2 + δRed1

Le sens de réaction la règle du « gamma »

Ox2Red2

Ox1Red1

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II. Réaction entre 2 couples redox

Écrire et équilibrer les équations redox

1) Équilibrer l’élément chimique oxydé ou réduit

2) Équilibrer l’élément oxygène O avec des molécules d’eau

3) Équilibrer l’élément hydrogène H avec des ions H+

4) Équilibrer la charge (électroneutralité de demi réaction) avec des électrons e-.

Oxydation : pertes d’électronsRéduction : gain d’électrons

Les électrons doivent se trouver du côté de l’oxydant

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II. Réaction entre 2 couples redox

Quelques exemples

Exemple : Couple Fe3+/Fe2+

+ 1.e-

Fe3+ = Fe2+

Exemple : Couple Cl2 / Cl-

+ 2.e-2

Cl2 = Cl-

Exemple : Couple ClO-/Cl2

ClO-= Cl2

2 + 4.H++ 2e- + 2.H2O

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III. L’équation de Nernst

Les potentiels redox sont définis par rapport à une référence, mais dépendent de la température et de la concentration.

α Ox + n e- = βRed

Le potentiel d’oxydoréduction prend la forme:

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Avec R = 8,314 J.K-1.mol-1,T en Kelvin

F = 96500 C.mol-1, n nombre d’électrons échangés

En se plaçant à 25°C, soit T = 298 K on a :

L’équation de Nernst s’écrit :

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IV. Titrages redox

Doser  déterminer la concentration

Titrage  dosage où l’espèce à doser réagit avec un autre réactif selon une transformation chimique (dosage destructif)

La réaction lors du titrage doit être totale et rapide.

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E à l’équivalence

Véq (mL)

IV. Titrages redox

Repérer l’équivalence…

Titrage colorimétriques ou titrages avec indicateur de fin de réaction

E (mV)

Ici E augmente avec v donc:Erlenmeyer : réducteurBurette : oxydant

Volume versé (mL)

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IV. Titrages redox

  • Il existe des indicateurs colorés redoxexemple : l’orthophénantroline ferreuse (E°=1.06 V ; zone de virage du rouge (forme réduite « Red ») au bleu (forme oxydée « Ox ») entre 1 et 1.12V)
  • Titrage des ions ferreux Fe2+ par les ions Ce4+; on ajoute quelques gouttes d’orthophénantroline ferreuse
  • Très souvent la forme réduite et/ou la forme oxydée de l’espèce à doser et/ou du titrant est colorée

Couple MnO4- / Mn2+ MnO4- : violet et Mn2+ : incolore

Couple Cr2O72- / Cr3+ Cr2O72- : orange et Cr3+ : vert

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Solution aqueuse de Fe2+

IV. Titrages redox

Solution aqueuse de KMnO4

nox versé est consommé immédiatement

nRed fixe

Réaction de titrage (cf. TD),MnO4- + 5Fe2+ + 8.H+ Mn2+ + 5Fe3+ + 4H2O

A l’équivalence(cf. TD),5.cox.Vox = cRed.Vred(5.nMnO4- = nFe2+)

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IV. Titrages redox - indirects

Exemple :titrage des ions Cr2O72- par les ions MnO4-impossible, l’astuce et d’utiliser un couple intermédiaire.

Principe : La quantité de couple intermédiaire est suffisamment importante pour qu’ils réagissent avec les dichromateset que le reste soit dosé par MnO4-.

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IV. Titrages redox - indirects

1) On mélange dans l’erlenlmeyer:nDichromate = n1 = c1.V1 mol d’ions Cr2O72-

n1 inconnu

n2 = nFe2+ total =c2.V2 mol d’ions Fe2+de telle sorte que ces ions soient en excès maîtrisé.

n2 connu

Une partie de n2 a réagit, c’est la quantité nFe2+ conso qui a été consommée par la réaction.

2) Les ions Fe2+ restant sont titrés par les ions MnO4-(n3 = nrestant= c3.Véq).

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IV. Titrages redox - indirects

Réaction dans l’erlenmeyer avant dosage :

n1 mol de Cr2O72-avec nFe2+ consommé.

6.Fe2+ + Cr2O72- + 14.H+ 6.Fe3+ + 2.Cr3+ + 7.H2O

nFe2+ consommé = 6 (nCr2O7 2-)

Puis titrage des ions Fe2+ restant par MnO4-

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

nFe2+ restant = 5.nMnO4-

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IV. Titrages redox - indirects

nFe2+ consommé réagit totalement avec les ions Cr2O72- (n1)

Ions Fe (II) introduits

nFe2+ consommé = 6 (nCr2O7 2-)

+

nFe2+total

nFe2+ restantsont titrés par MnO4-nFe2+ restant = 5 (nMnO4-)

nFe2+ total = 6.nCr2O7 2-+ 5.nMnO4-

On en déduit n1 = n(Cr2O72-) introduit

Fin