Chim N° 05 Electronégativité, Cours, première S

Chimie N° 05 :
Electronégativité.
Cours.

Exercices. Applications

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 :

O₂	+	4 e^–	=	2 O^2–
		Mg	=	2 e^–	+	Mg²⁺

- 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 :

O₂	+	4 e^–	=	2 O^{2 –}
		2 ( Mg	=	2 e^–	+	Mg²⁺ )

O₂	+	2 Mg	→	2 < Mg²⁺	+	O^{2 –}>

- 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 :

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 :

CO₂

2 Mg

→

2 < Mg²⁺

O^{2 –}>

+ C

- Demi-équations électroniques :

CO₂	+	4 e ^–	=	2 O^{2 –}	+	C
		2 ( Mg	=	2 e ^–	+	Mg²⁺ )

- 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.

2 ( NO₃^–	+	3 e ^–	+	4 H⁺	=	NO	+	2 H₂O )
				3 ( Cu	=	2 e^–	+	Cu²⁺ )

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.

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

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 :

- Cr₂O₇^2– / Cr³⁺ ; O₂ / H₂O₂ ; H₂CO / CH₃OH

- Solution :

Cr₂O₇^2–

6 e^–

14 H⁺

Cr³⁺

7 H₂O

O₂

2 e^–

2 H⁺

H₂O₂

H₂CO

2 e^–

2 H⁺

CH₃OH