CT Flashcards
(36 cards)
Acides mous/bases molles
Espèces (molécules, ions) dont le nuage électronique autour de l’atome donneur ou accepteur est facilement déformable
Acides mous
sont des espèces avec une basse charge positive, une grande taille, une polarisabilité élevée.
- BH3, CH2, ICN, Br2, Br+, I2, I+, O, Cl, Br, I, N
- Cu+, Ag+, Au+, Tl+, Hg+, Pd2+, Pt2+, Co2+, Hg2+, Pt4+, …
Acides durs
sont des espèces avec une haute charge positive, une petite taille, une faible polarisabilité.
- Li+, Na+, K+, H+, Al3+, Sc3+, Ga3+, Sr3+, Gd3+, In3+, La3+,
Nd3+, Cr3+, Co3+, Fe3+, As3+, Ti4+, …
- BF3, BCl3, AlCl3, CO2, SO3, Al(CH3)3
Acides durs/bases dures:
Espèces (molécules, ions) dont le nuage électronique autour de l’atome donneur ou accepteur est peu déformable
Acides intermédiaires
Fe2+, Ni2+, Cu2+, Zn2+, Sn2+, Ir2+, Ru2+, Os2+…
Bases dures
sont des espèces dont les atomes donneurs possèdent une faible polarisabilité, une électronégativité élevée; ils sont difficilement oxydables.
OH-, F-, Cl-, CH3COO-, SO42-, CO32-, NH3, NO3-
Bases molles
sont des espèces dont les atomes donneurs possèdent une haute polarisabilité, une faible électronégativité; ils sont facilement oxydables.
R2S, I-, SCN-, CO, S2O32-
Bases intermédiaires
N2, N3-, Br-, NO2-, SO32-, C5H5N
Règle de Pearson
Les acides durs se lient préférentiellement avec les bases dures et les acides mous se lient préférentiellement avec les bases molles.
Acide dur <=> base dure
Acide mou <=> base molle
DO
est la charge formelle qu’aurait cet atome dans l’hypothèse où toutes les entités sont atomiques.
Le DO fréquent et stable dans les composés
Groupe IA, IIA, IIIA: un seul DOmax
DOmax = N du groupe (ou nombre d’électrons de valence.)
* Groupe IVA – VIA: plusieurs DO.
DOmax = N du groupe (ou nombre d’électrons de valence)
DO’ = N du groupe (ou nombre d’é de valence) - 2 DOmin = N du groupe (ou nombre d’é de valence) - 8
DO minimum
correspond au nombre maximum d’électrons qui peuvent être gagnés.
Non métal : DOmin = Né valence – 8 Métaux ou gaz rares : DOmin = 0
DO maximum
correspond au nombre d’électrons de valence.
Exception: F -1 ou 0
O +2 (si liaison avec F)
oxydant e réducteur
Oxydant = composé qui gagne des électrons, DO↓ * Réducteur = composé qui perd des électrons, DO
Principe de la pile électrochimique
transfert d’électrons d’un couple à l’autre par l’intermédiaire de deux électrodes et d’un conducteur extérieur (réaction rédox indirecte)
Une pile est constituée de deux compartiments : les demi-piles
Chaque demi-pile comporte une électrode en métal, plongeant dans une substance conductrice qui contient des ions: un électrolyte
Les deux compartiments sont reliés par une jonction
assurant le passage des ions
Le pont salin ou jonction électrochimique
Le pont salin ou jonction électrochimique est obtenu :
- par une paroi poreuse permettant le passage des ions de
l’électrolyte, ou
- un tube en U rempli d’une solution gélifiée contenant des ions
susceptibles de se déplacer (KCl ou KNO3)
Son rôle est :
✓ d’assurer la neutralité électrique des deux solutions ✓d’assurer la continuité électrique du circuit entre les deux compartiments
✓ d’empêcher le mélange des deux solutions
mouvement des électrons dans une pile
Les électrons sortent de l’électrode négative, se déplacent dans le circuit, pour parvenir ensuite à l’électrode positive
anode
Le compartiment où a lieu l’oxydation est appelé le compartiment anodique (anode) : pôle négatif (-)
✓A l’anode, des électrons sont produits au cours d’une réaction d’oxydation :
Red1 Ox1 + né
cathode
Le compartiment où a lieu la réduction est appelé le compartiment cathodique (cathode): pôle positif (+)
✓Au cathode, les électrons sont consommés au cours d’une réaction de réduction :
Ox2 + né Red2
La pile Daniell (1836)
Réaction : Zn + Cu2+ → Zn2+ + Cu
✓ Passage des é de l’anode vers le cathode
✓ Sur la lame de cuivre il apparait un dépôt de cuivre
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Force électromotrice (fem) de la pile
Une pile électrochimique produit un courant électrique →
transformation d’énergie chimique en énergie électrique
fem = valeur absolue de la différence de potentiel qui s’établi à courant nul (circuit ouvert) entre les deux électrodes fem = deltaE = E+-E-
dE > 0 la réaction directe se produit spontanément
dE < 0 la réaction inverse se produit spontanément
dE = 0 il n’y a pas de réaction spontanée (équilibre)
Potentiel d’un couple oxydant / réducteur
Le potentiel d’un couple redox ne peut pas être mesuré directement : seule une différence de potentiel électrique peut-être mesurée
✓ On l’obtient en mesurant la différence de potentiel à vide entre une demi-pile constituée par ce couple et une autre demi-pile de potentiel fixé, appelée électrode de référence
Electrode standard à hydrogène (ESH)
✓ L’ESH fait intervenir le couple H+(aq) /H2(g)
✓ Il s’agit d’une demi-pile constituée d’un fil de platine, au contact d’une solution contenant des ions H+(aq) et dans laquelle barbotte H2(g)
✓ Par convention, son potentiel est pris égal à 0,00 V
Les complexes de coordination (ou ils se trouvent, utilisations)
Les complexes de coordination se trouvent dans les organismes vivants et jouent un rôle essentiel (par ex: transport d’oxygène, photosynthèse…)
Nombreux complexes de coordination sont utilisés en biologie pour les analyses ou en médecine en tant que médicaments ou agents pour l’imagerie (IRM, scintigraphie, imagerie optique etc.)
