Évolution des systèmes chimiques

Partie I : Les réactions d’oxydoréduction

1. Qu’est-ce qu’une réaction d’oxydoréduction ?

Lors d’une réaction d’oxydoréduction, il y a échange d’électrons entre un réducteur qui cède des électrons et un oxydant qui gagne des électrons.

• Un oxydant est une espèce chimique capable de capter un ou plusieurs électrons.
  Exemples : Zn²⁺, Cu²⁺, Cl₂, …
• Un réducteur est une espèce chimique capable de céder un ou plusieurs électrons.
  Exemples : Zn, Cu, Cl^–, …
• A tout oxydant correspond un réducteur formant un couple oxydant/réducteur.
  Exemple : Cu²⁺(aq) / Cu(s)
• Les couples redox peuvent également s’écrire sous la forme de demi-équations d’oxydoréduction ou demi-équations électroniques.
  Exemple : Cu²⁺(aq) + 2e^– = Cu(s)

2. Application :

1. Ecrire les demi-équations d’oxydoréduction à partir des couples oxydant/réducteur ci-dessous.

Fe²⁺_(aq) / Fe_(s)

Fe³⁺_(aq) / Fe²⁺_(aq)

I_2(aq) / I^–_(aq)

MnO₄^–_(aq) / Mn²⁺_(aq)

S₄O₆^2–_(aq) / S₂O₃^2–_(aq)

CO₂ / H₂C₂O₄

Réponses :

$$F{e}^{2+}+2e^{-}=Fe$$ $$F{e}^{3+}+e^{-}=F{e}^{2+}$$ $$I_2+2e^{-}=2I^{-}$$ $$Mn{O}_4^{-}+8H^{+}+5e^{-}=M{n}^{2+}+4H_{2}O$$ $$S_4{O}_6^{2-}+2e^{-}=2S_2{O}_3^{2-}$$ $$2C{O}_2+2H^{+}+2e^{-}=H_2{C}_2{O}_4$$

2. On fait réagir en milieu acide une solution de permanganate de potassium (K⁺(aq) + MnO₄^–(aq)) avec une solution de sulfate de fer II (Fe²⁺(aq) + SO₄^2–(aq)).
   Les ions potassium K⁺ et les ions sulfate SO₄^2–sont des ions spectateurs.

Réponse :

$$Mn{O}_4^{-}+8H^{+}+5e^{-}=M{n}^{2+}+4H_{2}O$$ $$+(F{e}^{2+}=F{e}^{3+}+e^{-})\times 5$$ $$————————————$$ $$Mn{O}_4^{-}+8H^{+}+5F{e}^{2+}\to M{n}^{2+}+5F{e}^{3+}+4H_{2}O$$

Partie II : Avancement d’une réaction

Exemple de transformation chimique.

On fait réagir 50 mL de sulfate de cuivre (Cu²⁺_(aq) + SO₄^2-_(aq))) avec une solution d’hydroxyde de sodium (Na⁺_(aq) + HO^-_(aq)).
Le tableau d’avancement de cette transformation est donné ci dessous.

• La stœchiométrie de la réaction est 1 – 2 – 1
• x est l’avancement de la réaction (en moles) et x_max l’avancement maximal.
• Le réactif limitant est le réactif épuisé à l’état final. C’est le réactif qui arrête la réaction.
• Si à l’état final tous les réactifs sont épuisés, on dit que les réactifs ont été introduits dans les proportions stœchiométriques.

Détermination du réactif limitant

• Si Cu²⁺ est le réactif limitant :

$$x_{max}=\frac{n^i\left(C{u}^{2+}\right)}{1}$$

• Si OH^- est le réactif limitant :

$$x_{max}=\frac{n^i\left(O{H}^{-}\right)}{2}$$

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$$Si\frac{n^i\left(C{u}^{2+}\right)}{1}<\frac{n^i\left(H{O}^{-}\right)}{2}C{u}^{2+}estler\acute{e}actiflimitantet{x}_{max}=\frac{n^i\left(C{u}^{2+}\right)}{1}$$

$$Si\frac{n^i\left(C{u}^{2+}\right)}{1}>\frac{n^i\left(H{O}^{-}\right)}{2}H{O}^{-}estler\acute{e}actiflimitantet{x}_{max}=\frac{n^i\left(H{O}^{-}\right)}{2}$$

$$Si\frac{n^i\left(C{u}^{2+}\right)}{1}=\frac{n^i\left(H{O}^{-}\right)}{2}lesr\acute{e}actifssontdanslesproportionsstoechiom\acute{e}triques$$

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