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 :

\[Fe^{2+} + 2 e^- = Fe\] \[Fe^{3+} + e^- = Fe^{2+}\] \[I_2 + 2 e^- = 2 I^{-}\] \[MnO_4^{-} + 8H^+ + 5 e^- = Mn^{2+} + 4 H_2O\] \[S_4O_6^{2-} + 2 e^- = 2 S_2O_3^{2-}\] \[2CO_2 + 2H^+ + 2 e^- = H_2C_2O_4\]

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 :

\[MnO_4^{-} + 8H^+ + 5 e^- = Mn^{2+} + 4 H_2O \] \[+ (Fe^{2+} = Fe^{3+} + e^-) \times 5 \] \[————————————\] \[MnO_4^{-} + 8H^+ + 5 Fe^{2+} \rightarrow Mn^{2+} + 5 Fe^{3+} + 4 H_2O\]

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 :

\[x_{max} = \frac{n^i(Cu^{2+})}{1} \]

• Si OH^- est le réactif limitant :

\[x_{max} = \frac{n^i(OH^{-})}{2} \]

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\[Si \; \frac{n^i(Cu^{2+})}{1} < \frac{n^i(HO^{-})}{2} \; Cu^{2+} \; est \; le \; r\acute{e}actif \; limitant \; et \; x_{max} = \frac{n^i(Cu^{2+})}{1} \]

\[Si \; \frac{n^i(Cu^{2+})}{1} > \frac{n^i(HO^{-})}{2} \; HO^{-} \; est \; le \; r\acute{e}actif \; limitant \; et \;
x_{max} = \frac{n^i(HO^{-})}{2} \]

\[Si \; \frac{n^i(Cu^{2+})}{1} = \frac{n^i(HO^{-})}{2} \; les \; r\acute{e}actifs \; sont \; dans \; les \; proportions \; \\stoechiom\acute{e}triques \]

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