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I. Les échanges d’électrons en solution

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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I. Les échanges d’électrons en solution

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Presentation Transcript

  1. 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.

  2. 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.

  3. I. Les échanges d’électrons en solution Le couple est noté sous la forme Ox / Red. Cr2O72- / Cr3+ F2 / F- Al3+ / Al Ca2+ / Ca

  4. 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.

  5. 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.

  6. 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

  7. E0 (V) γOx1+ βRed2 α Ox2 + δRed1 Le sens de réaction la règle du « gamma » Ox2Red2 Ox1Red1

  8. 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

  9. 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

  10. 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:

  11. 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 :

  12. 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.

  13. 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)

  14. 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

  15. 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+)

  16. 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-.

  17. 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).

  18. 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-

  19. 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

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