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Chimie
N° 05 : Cours.
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I- Réaction d'oxydoréduction par voie sèche II- Électronégativité d'un élément chimique III- Applications; Équilibrage des réactions d'oxydoréduction en solution aqueuse |
I- Réaction d'oxydoréduction par voie sèche.
1)- Réaction entre le dioxygène et le magnésium.
L'expérience a été réalisée lors d'une séance de travaux pratiques.
- On enflamme un ruban de magnésium à l'aide de la flamme d'un bec bunsen, puis on plonge le ruban dans un flacon contenant du dioxygène.
- On observe une vive incandescence et il se forme une fumée blanche constituée de fines particules de magnésie (oxyde de maqnésium MgO).
- L'oxyde de magnésium est un solide ionique.
- Quelles sont les caractéristiques de cette réaction ?
- Elle n'est pas "spontanée", il faut l'initier, c'est-à-dire enflammer le ruban de magnésium avec le bec bunsen pour qu'elle démarre.
- Elle est naturelle.
- Elle est exothermique (exo énergétique : elle dégage de la chaleur).
- Le produit obtenu est de l'oxyde de magnésium qui est un solide blanc et, qui possède une structure ionique.
- Demi-équations électroniques :
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O2
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+ |
4
e– |
=
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2 O2– |
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Mg
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= |
2
e– |
+
|
Mg2+ |
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- Remarque : le transfert d'électrons n'a pas lieu en phase aqueuse, mais entre un solide et un gaz.
- C'est une réaction d'oxydoréduction par voie sèche.
- Équation bilan :
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O2
|
+ |
4
e– |
=
|
2 O2 –
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2 (
Mg
|
= |
2
e
– |
+
|
Mg2+
) |
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O2 |
+ |
2
Mg |
→ |
2
<
Mg2+ |
+ |
O2 –> |
- Cette écriture représente les ions dans le cristal.
- Comment expliquer le transfert d'électrons entre le magnésium et le dioxygène ?
- Le magnésium possède deux électrons célibataires sur sa couche électronique externe et l'oxygène possède six électrons sur sa couche électronique externe. (règle de l'octet).
- En perdant 2 électrons, le magnésium acquiert la structure électronique du gaz rare qui le précède dans la classification périodique (le néon)
- En gagnant 2 électrons, l'oxygène acquiert la structure électronique du gaz rare qui le suit dans la classification périodique (le néon).
2)- Réaction entre le dioxygène et le carbone.
- La combustion complète du carbone dans le dioxygène donne du dioxyde de carbone.
- Équation bilan :
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C |
+ |
O2 |
→ |
CO2 |
- Indiquer quel est le type de structure du dioxyde de carbone ? Quel type de liaison assure la stabilité de l'édifice ?
- Chaque atome met en commun les électrons célibataires afin d'acquérir une structure électronique à huit électrons (règle de l'octet), celle du gaz rare qui le suit dans la classification périodique.
- Ils forment des liaisons covalentes.
- Est-ce une réaction d'oxydoréduction ? Y a-t-il eu transfert d'électrons ?
- Pour pouvoir répondre à ces questions, on va étudier une autre réaction.
3)- Réaction entre le dioxyde de carbone et le magnésium.
- Le magnésium brûle dans le dioxyde de carbone pour donner, de l'oxyde de magnésium et du carbone.
- Équation bilan de la réaction :
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CO2 |
+ |
2
Mg |
→ |
2
<
Mg2+ |
+ |
O2 –> |
+
C |
- Demi-équations électroniques :
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CO2 |
+ |
4
e
– |
= |
2 O2 – |
+ |
C |
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2 (
Mg |
= |
2
e
– |
+ |
Mg2+
) |
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- Réducteur : Mg et Oxydant : CO2.
- Conséquence : lors de la réduction, le dioxyde de carbone capte les électrons pour donner du carbone et des ions oxygène O 2–.
- Pourquoi l'oxygène se charge-t-il négativement et pas le carbone ?
- L'oxygène est plus avide d'électrons que le carbone. On dit qu'il est plus électronégatif que le carbone.
- Étude de la molécule de dioxyde de carbone.
O = C = O
- L'oxygène étant plus avide d'électrons que le carbone, statistiquement, les électrons sont plus proches de l'atome d'oxygène que de l'atome de carbone.
- La liaison carbone oxygène est une liaison covalente polarisée.
- Il apparaît sur l'atome d'oxygène une charge partielle négative notée - δ et il apparaît sur l'atome de carbone une charge partielle positive notée + 2 δ.
4)- Retour sur la réaction entre le dioxygène et le carbone.
- On peut utiliser l'écriture suivante :
- Au cours de la réaction :
- L'atome de carbone est partiellement dépouillé de ses électrons, "il perd partiellement des électrons". Sa charge électrique passe de zéro à + 2 δ.
- Il est oxydé.
- Chaque atome d'oxygène "gagne partiellement des électrons".
- La charge électrique de chaque atome passe de zéro à – δ.
- L'oxygène est réduit.
- La réaction entre le carbone est le dioxygène est une réaction d'oxydoréduction.
- Mais ici le transfert d'électrons n'est que partiel.
II- Électronégativité d'un élément chimique.
1)- Définition.
- 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).
- Il a attribué
à chaque élément un nombre mesurant son électronégativité noté chi ou khi :
χ
- Observer la classification périodique page 90 du livre et dégager les caractéristiques générales de l'échelle d'électronégativité ?
- L'échelle d'électronégativité :
- Augmente de gauche à droite d'une période donnée.
- Et du bas vers le haut d'une colonne donnée.
- Question : pourquoi le chlore est-il plus électronégatif que le sodium ?
- Expliquer à l'aide de la structure électronique externe ?
- Que peut-on dire de la liaison covalente de la molécule de dichlore ?
- De la molécule de chlorure de dihydrogène ?
2)- Structure électronique et électronégativité.
- On remarque que l'électronégativité des métaux alcalins est très faible alors que celle des halogènes est élevée.
3)- Polarisation d'une liaison.
- 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 :
III- Applications; Équilibrage des réactions d'oxydoréduction en solution aqueuse.
1)- Équilibrer la réaction suivante : les
ions nitrate en milieu acide attaque le cuivre métal pour
donner un dégagement de monoxyde d'azote et des ions cuivre
II.
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2 ( NO3–
|
+ |
3
e
– |
+ |
4
H+ |
=
|
NO
|
+ |
2
H2O ) |
|
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|
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3 (
Cu
|
= |
2
e
– |
+
|
Cu2+
) |
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2
NO3– |
+ |
3 Cu |
+ |
8
H+ |
→ |
2
NO |
+ |
3 Cu |
+ |
4
H2O |
2)- Exercice 12 page 103. Équilibrer en milieu acide
- équilibrer en milieu acide les demi-équations électroniques des couples oxydant / réducteur suivants :
-
MnO4–
/ MnO2 ;
HClO /
Cl –
; SO4–
/ SO2
|
MnO4– |
+ |
3 e
–
|
+ |
4 H+ |
= |
MnO2
|
+ |
2 H2O |
|
HClO |
+ |
2 e
–
|
+ |
H+ |
=
|
Cl–
|
+ |
2 H2O |
|
SO4– |
+ |
2 e
–
|
+ |
4
H+ |
=
|
SO2
|
+ |
2 H2O |
3)- Exercice 13 page 103.
- À 25 °C, on donne :
-
E0
(Cl2 /
Cl –) = 1,36 V
; E0 (Br2
/ Br –) = 1,08 V ;
E0 (I2 /
I –) = 0,62
V
- Que se passe-t-il si l'on mélange des solutions :
b)- D'iodure de potassium et de dichlore ?
c)- De bromure de potassium et de diiode ?
d)- D'iodure de potassium et de dibrome ?
- Écrire le cas échéant, l'équation bilan des réactions.
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Mélange d’iodure de potassium et de dichlore : |
|||||||
|
2
I– |
+ |
Cl2
|
|
→ |
I2 |
+ |
2 Cl – |
|
Mélange de bromure de potassium et de diiode: |
|||||||
|
Br– |
+ |
I2
|
|
→ |
Rien |
|
|
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Mélange d'iodure de potassium et de dibrome: |
|||||||
|
2
I– |
+ |
Br2
|
|
→ |
I2 |
+ |
2 Br – |
4)- Exercice 21 page 104. Équilibre en milieu acide.
- équilibrer en milieu acide les demi-équations électroniques des couples oxydant / réducteur suivants :
- Cr2O72–
/ Cr3+ ;
O2 /
H2O2
; H2CO /
CH3OH
- Solution :
|
Cr2O72– |
+ |
6
e– |
+ |
14
H+ |
=
|
Cr3+
|
+ |
7
H2O |
|
O2 |
+ |
2
e– |
+ |
2
H+ |
=
|
H2O2 |
|
|
H2CO |
+ |
2
e– |
+ |
2
H+ |
=
|
CH3OH
|