i. les échanges d’électrons en solution
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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 . - PowerPoint PPT PresentationTRANSCRIPT
I. Les échanges d’électrons en solutionUn oxydant est une espèce susceptible de capter un ou
plusieurs électrons.
Un réducteur est une espèce susceptible de fournir un ou
plusieurs électrons. 1
Chapitre II : Chimie des solutions, applications aux couples réducteur /
oxydant
Le transfert électronique est représenté par une demi-équation électronique :
Un couple oxydant-réducteur, ou redox, est un couple dont les membres sont liés par une relation d’échange électronique.
I. Les échanges d’électrons en solution
α Ox + n e- = β Red
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Le couple est noté sous la forme Ox / Red.
I. Les échanges d’électrons en solution
F2 / F- Cr2O72- / Cr3+
Al3+ / Al
Ca2+ / Ca 3
Comment prévoir le sens de la réaction ?
II. Réaction entre 2 couples redox
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. 5
F2 / F- +2,87 V
Cr2O72- / Cr3+ +1,33V
Al3+ / Al -1,66V Ca2+ / Ca -2,87 V
H+ / H2 0 V
E0 (V)
Oxydant de + en
+ puissant
s
Réducteur de + en + puissants
Quelques exemples :
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Ox2 Red2
E0 (V)Le sens de réaction la règle du « gamma »
Ox1 Red1
α Ox2 + δ Red1
γ Ox1 + β Red2
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II. Réaction entre 2 couples redoxÉcrire et équilibrer les équations redox
2) Équilibrer l’élément oxygène O avec des molécules d’eau3) Équilibrer l’élément hydrogène H avec des ions H+
4) Équilibrer la charge (électroneutralité de demi réaction) avec des électrons e-.
Oxydation : pertes d’électrons Réduction : gain d’électrons
Les électrons doivent se trouver du côté de l’oxydant
1) Équilibrer l’élément chimique oxydé ou réduit
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Quelques exemples
Fe3+ = Fe2+
Cl2 = Cl-
ClO- = Cl2Exemple : Couple ClO-/Cl2
Exemple : Couple Fe3+/Fe2+
II. Réaction entre 2 couples redox
Exemple : Couple Cl2 / Cl-+ 1.e-
+ 2.e- 2
2 + 4.H+ + 2e- + 2.H2O 9
Les potentiels redox sont définis par rapport à une référence, mais dépendent de la température et de la concentration.
III. L’équation de Nernst
Le potentiel d’oxydoréduction prend la forme:
α Ox + n e- = β Red
0OxOx / R/ Red β
α
edE = + lRed
RTE nOx
FT n( )
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Avec R = 8,314 J.K-1.mol-1, T en KelvinF = 96500 C.mol-1, n nombre d’électrons
échangésEn se plaçant à 25°C, soit T = 298 K
on a :R ln10 0,059 VTF
0OxOx / R/ Red β
α
edE = + lE (Re
0,059 g OxnT
do)
L’équation de Nernst s’écrit :
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La réaction lors du titrage doit être totale et rapide.
Doser déterminer la concentrationTitrage dosage où l’espèce à doser réagit avec un autre réactif selon une
transformation chimique (dosage destructif)
IV. Titrages redox
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Repérer l’équivalence…
Véq (mL)
E à l’équivalence
Ici E augmente avec v donc:
Erlenmeyer : réducteur
Burette : oxydant
E (mV)
Volume versé (mL)
Titrage colorimétriques ou titrages avec indicateur de fin de réaction
IV. Titrages redox
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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
coloréeCouple MnO4
- / Mn2+ MnO4- : violet et Mn2+ : incolore
Couple Cr2O72- / Cr3+ Cr2O7
2- : orange et Cr3+ : vert
IV. Titrages redox
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+ -4K + MnO
Solution aqueuse de KMnO4
Solution aqueuse de Fe2+
nox versé est consommé immédiatement
nRed fixe
A l’équivalence(cf. TD), 5.cox.Vox = cRed.Vred (5.nMnO4- = nFe2+)
Réaction de titrage (cf. TD),MnO4
- + 5Fe2+ + 8.H+ Mn2+ + 5Fe3+ + 4H2O
IV. Titrages redox
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Exemple : titrage des ions Cr2O72- par
les ions MnO4- impossible, l’astuce et
d’utiliser un couple intermédiaire.
IV. Titrages redox - indirects
Principe : La quantité de couple intermédiaire est suffisamment importante pour qu’ils réagissent avec les dichromates et que le reste soit dosé par MnO4
-.
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n2 = nFe2+ total = c2.V2 mol d’ions Fe2+ de telle sorte que ces ions soient en excès maîtrisé. n2 connu
IV. Titrages redox - indirects
n1 inconnu
2) Les ions Fe2+ restant sont titrés par les ions MnO4
- (n3 = nrestant = c3.Véq).
Une partie de n2 a réagit, c’est la quantité nFe2+ conso qui a été consommée par la réaction.
1) On mélange dans l’erlenlmeyer:nDichromate = n1 = c1.V1 mol d’ions Cr2O7
2-
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6.Fe2+ + Cr2O72- + 14.H+ 6.Fe3+ + 2.Cr3+ +
7.H2O
Réaction dans l’erlenmeyer avant dosage :
n1 mol de Cr2O72- avec nFe2+ consommé.
IV. Titrages redox - indirects
nFe2+ consommé = 6 (nCr2O7 2-)
nFe2+ restant = 5.nMnO4-
MnO4- + 5Fe2+ + 8.H+ Mn2+ + 5Fe3+ +
4H2O
Puis titrage des ions Fe2+ restant par MnO4-
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nFe2+ consommé réagit totalement avec les ions Cr2O7
2- (n1)Ions Fe (II) introduits
nFe2+ total
nFe2+ restant sont titrés par MnO4-
nFe2+ restant = 5 (nMnO4-)
IV. Titrages redox - indirects
nFe2+ consommé = 6 (nCr2O7 2-)
+
nFe2+ total = 6.nCr2O7 2- + 5.nMnO4-
On en déduit n1 = n(Cr2O72-)
introduit 19