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Pour s’auto-évaluer

AIDE

Réaction d’oxydoréduction

-  Un oxydant est une entité chimique capable de gagner un ou plusieurs électrons.

-  (Oxydant : gagne)

-  Un réducteur est une entité chimique capable de perdre un ou plusieurs électrons.

-  (Réducteur : perd)

-  Couple oxydant / réducteur :

-  À tout couple oxydant / réducteur, on associe la demi-équation électronique d’oxydoréduction suivante :

-  Ceci est une écriture formelle.

-  La double flèche traduit la possibilité de passer d’une forme à l’autre suivant les conditions expérimentales.

-  La transformation chimique qui correspond au passage de l’oxydant Ox à son réducteur conjugué Red est une réduction :  Ox + n e ^– → Red

-  Une réduction est un gain d’électrons.

-  La transformation chimique qui correspond au passage du réducteur Red à son oxydant conjugué Ox est une oxydation : Red → Ox + n e ^–

-  Une oxydation est une perte d’électrons.

-  Au cours d’une réaction d’oxydoréduction, un oxydant est réduit et un réducteur est oxydé.

-  Une réaction d’oxydoréduction est une réaction de transfert d’électrons.

-  Elle fait intervenir deux couples Ox / Red : Ox₁ / Red₁ et Ox₂ / Red₂ 

-  Ox₁ ne peut pas réagir sur Ox₂ et Red₁ ne peut pas réagir sur Red₂

-  Ox₁ peut réagir sur Red₂ ou Ox₂ peut réagir sur Red₁

-  Cela dépend de la force relative des oxydants et des réducteurs mis en présence.

-  Au cours d’une réaction d’oxydoréduction :

-  Un oxydant est réduit et

-  Un réducteur est oxydé.

-  Exemples :

-  Écriture condensée : exemple couple Cu²⁺ / Cu.

-  Exemple de couple oxydant / réducteur :  Cu²⁺ / Cu.

-  Une réaction d’oxydoréduction est une réaction de transfert d’électrons.

-  Elle fait intervenir deux couples Ox / Red : Ox₁ / Red₁ et Ox₂ / Red₂ 

-  Ox₁ ne peut pas réagir sur Ox₂ et Red₁ ne peut pas réagir sur Red₂

-  Ox₁ peut réagir sur Red₂ ou Ox₂ peut réagir sur Red₁

-  Cela dépend de la force relative des oxydants et des réducteurs mis en présence.

-  Au cours d’une réaction d’oxydoréduction :

-  Un oxydant est réduit et

-  Un réducteur est oxydé.

La réaction naturelle : Règle du gamma.

-  La réaction naturelle ou spontanée entre deux couples Ox / Red fait intervenir l'oxydant le plus fort et le réducteur le plus fort.

-  L'oxydant le plus fort réagit avec le réducteur le plus fort pour donner l'oxydant le plus faible et le réducteur le plus faible.

-  Exemple :

-  Entre deux couples oxydant / réducteur la seule réaction, qui peut se produire, est celle de l'oxydant le plus fort sur le réducteur le plus fort : c'est la réaction naturelle.

-  La règle du gamma permet de retrouver le sens de la réaction naturelle.

-  Remarque : Plus un réducteur est fort et plus son oxydant conjugué est faible et inversement.

-  Classification électrochimique de quelques couples Ox / Red :

-  Si on met en présence les couples Ag⁺ (aq) / Ag (s) et Cu²⁺ (aq) / Cu (s)

-  D’après la règle du gamma, il se produit la réaction suivante :

Couple oxydant / réducteur :

Couple Ox / Red : SO₄^2– / SO₂

Réaction entre Ag⁺ et Cu :

Tableau d’avancement :

Réactif limitant, proportions stœchiométriques

-  Si N₂ est le réactif limitant :

-  n’ – 3 x_f > 0 => n’ > 3 n  => n < n’ / 3 

-  donc n < n’

-  Si on introduit n = 2,0 mol de N₂ et n’ = 3,0 mol de H₂ 

-  On peut faire le raisonnement suivant :

-  Hypothèse 1 : N₂ (g)  réactif limitant :

-  n – x_f1 = 0 => x_f1 = n = 2,0 mol

-  Hypothèse 2 : H₂ (g)  réactif limitant :

-  n’ – 3 x_f2 = 0 => x_f2 = n’ / 3 ≈ 1,0 mol

-  comme x_f2 < x_f1

-  H₂ (g) est le réactif limitant et N₂ (g)  est le réactif en excès.

-  Remarque :  n = 2,0 mol et n’ = 3,0 mol les proportions stœchiométriques ne sont pas respectées

-  Proportions stœchiométriques : 1,0 mol de N₂ pour 3 moles de H₂.

-  Il y a trop de N₂.

Schéma de Lewis de la molécule d’eau :

-  L’atome d’hydrogène  possède 1 électron célibataire : il est monovalent.

-  L’atome d’oxygène  possède 2 électrons célibataires : il est divalent

-  L'atome d'oxygène cherche toujours à acquérir la configuration électronique la plus stable qui est celle du gaz rare le plus proche dans la classification périodique.

-  Pour acquérir une structure électronique en octet, l'atome d'oxygène forme :

-  2 liaisons covalentes par la mise en commun de deux paires d’électrons.

-  Il acquiert ainsi la structure électronique externe du néon Ne.

-  Chaque atome d’hydrogène respecte la règle du duet (le gaz rare le plus proche est l’hélium He).

-  Les paires d’électrons liées sont engagés dans une liaison covalente.

-  On parle aussi de paires liantes ou de doublets liants.

-  Les paires d’électrons libres ne sont pas engagés dans une liaison covalente.

-  Elles sont attachées à un seul atome.

-  On parle de paires non liantes ou de doublets non liants.

-  L’atome d’oxygène possède 2 paires liantes et 2 paires non liantes

-  Chaque atome d’hydrogène possède une paire liante.

Schéma de Lewis de la molécule d’ammoniac :

-  La molécule d’ammoniac : NH₃

-  Schéma de Lewis de la molécule d’ammoniac :

-  Schéma de Lewis de l’atome d’azote  :

-  Schéma de Lewis de l’atome d’hydrogène :

-  L'atome d'azote cherche toujours à acquérir la configuration électronique la plus stable qui est celle du gaz rare le plus proche dans la classification périodique.

-  Pour acquérir une structure électronique en octet, l'atome d’azote forme :

-  3 liaisons covalentes par la mise en commun de deux paires d’électrons.

-  Il acquiert ainsi la structure électronique externe du néon Ne.

-  Chaque atome d’hydrogène respecte la règle du duet (le gaz rare le plus proche est l’hélium He)

Électronégativité d’un élément chimique :

-  L'électronégativité traduit la tendance qu'a un atome d'un élément engagé dans une liaison avec un autre atome d'un autre élément à attirer vers lui le ou les doublets de liaison.

-  On utilise l'échelle d'électronégativité établie par le chimiste américain PAULING (1932).

-  l a attribué à chaque élément un nombre mesurant son électronégativité noté chi ou khi : χ.

-  L’électronégativité varie selon la place de l’élément dans la classification périodique, ceci à l’exception des gaz nobles.

-  Cette propriété est liée à la règle du duet et de l’octet.

-  Sur une même ligne, l’électronégativité augmente de gauche à droite.

-  Dans une même colonne, elle augmente de bas en haut.

-  Échelle d’électronégativité : classification périodique réduite.

- 

-   L'échelle d'électronégativité :

-  Augmente de gauche à droite d'une période donnée.

-  Et du bas vers le haut d'une colonne donnée.

Liaison covalente polarisée :

-  Une liaison covalente est dite polarisée lorsque le ou les doublets de liaison ne sont pas répartis équitablement.

-  Il apparaît une charge partielle positive sur un atome et une charge partielle négative sur l'autre atome.

-  Plus la différence d'électronégativité entre les deux atomes est importante, plus la liaison est polarisée.

-  La charge partielle négative est portée par l'atome le plus électronégatif et la charge partielle positive est portée par l'atome le moins électronégatif.

-  Considérons la molécule AB de formule développée A―B :

-  Si χ (A) > χ (B) avec χ (A) – χ (B) ≥ 0,4, alors la liaison A―B est polarisée

  ou

-  La grandeur q représente une charge partielle.

Molécule polaire :

Schéma de Lewis de la molécule de méthanal :

ou

De la structure à la polarité des espèces chimiques

Polarité de la molécule d’éthanal :

-  Le carbone et l’hydrogène ont des électronégativités voisines, alors que l’oxygène a une électronégativité plus importante.

-  Les liaisons carbone-hydrogène sont très peu polarisées.

-  Alors que la liaison carbone-oxygène est très polarisée.

-  On peut négliger la polarisation de la liaison carbone-hydrogène devant celle de la liaison carbone-oxygène.

-  Il découle de ceci que la molécule de méthanal est polaire.

-  Les positions moyennes des charges partielles positives (G+) et négatives (G–)  ne sont pas confondues.

-  Une molécule polaire est soluble dans un solvant polaire.

-Le chlorure d’hydrogène est constitué de molécules HCℓ dans lesquelles l’atome d’hydrogène est lié à l’atome de chlore par une liaison covalente.

-Le chlore est beaucoup plus électronégatif que l’hydrogène.

-Il attire vers lui le doublet de liaison : on dit que la liaison H – Cℓ est polarisée.

-Cette polarisation fait apparaître :

-Un excédent de charge négative, noté –q, sur l’atome de chlore (qreprésente une charge partielle).

-Un excédent de charge positive, noté +q, sur l’atome d’hydrogène.

-La molécule de chlorure d’hydrogène a un caractère dipolaire : elle constitue un dipôle électrique.

-Elle peut être représentée par un dipôle portant les charges–q et+q

Molécule d’eau : molécule polaire

Représentation :

-La molécule étant coudée, les positions moyennes des charges partielles positives et négatives ne sont pas confondues : la molécule d’eau est polaire.

-  Le barycentre des charges positives G+ n’est pas confondu avec le barycentre des charges négatives G–.

-  Molécule de dioxyde de carbone :

-  Les liaisons carbone oxygène C = O sont polarisées.

-  La molécule de dioxyde de carbone n’est pas polaire car G+ et G– sont confondus.

On donne une indication :

-L’atome d’oxygène est plus électronégatif que l’atome de carbone.

-L’oxygène est plus électronégatif que le carbone.

-Les deux liaisons covalentes O = C d’une molécule de dioxyde de carbone sont polarisées.

-Il en résulte l’apparition de charges partielles - q sur chaque atome d’oxygène et d’une charge partielle 2 (+ q) sur l’atome de carbone.

-Mais la molécule de dioxyde de carbone est une molécule linéaire.

- Du fait de la géométrie de la molécule, les positions moyennes des charges partielles positives (G+) et négatives (G–) sont confondues.

-La molécule de dioxyde de carbone est apolaire.

Conclusion :

-Une molécule est polaire si les positions moyennes des charges partielles positives et négatives ne sont pas confondues.

-Une molécule est apolaire dans le cas contraire.

La molécule de sulfure d’hydrogène :

-  La molécule de sulfure de dihydrogène n’est pas une molécule linéaire.

-  En conséquence, le barycentre des charges négatives G– n’est pas confondus avec le barycentre des charges positives G+.

-  La molécule de sulfure de dihydrogène H₂S est polaire comme la molécule d’eau H₂O :

-  Le soufre est plus électronégatif que l’hydrogène.

-  Néanmoins les liaisons S – H sont moins polarisées que les liaisons O – H.

Molécule de méthanol :

-  De même la molécule de méthanol CH₃OH est polaire :

-  L’oxygène est plus électronégatif que le carbone et l’hydrogène.

Molécule d'éthyne :

-  La molécule d’éthyne H₂C₂ n’est pas polaire.

-  On considère que la liaison C – H n’est pas polarisée.

-  De plus la molécule n’est pas polaire car elle est linéaire comme la molécule de dioxyde de carbone.