Illustration de l’évolution des propriétés chimiques des...

Illustration de l’évolution des propriétés chimiques des éléments

de la classification périodique

ÉlémentsdecorrectionUnegrandeurcentraleenchimie:

l’électronégativité

TP«autourdelaclassificationpériodique» LycéeJ.DautetDL

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χ

La numérotation est celle de l’énoncé ; certains paragraphes ne sont pas repris.

2. Illustration des propriétés réductrices des alcalins

(Le lithium) le sodium

(avant le potassium)

Écrire la configuration électronique du sodium dans son état fondamental. Le localiser dans le tableau périodique. Combien possède-t-il d’électrons de valence ? 1s2 2s2 2p6 3 s1 n = 3 : il est situé dans la troisième période Décrire le corps simple sodium. Quelle précaution essentielle doit-on prendre quand on le manipule ? Métal souple, d’aspect brillant quand on ôte la pellicule d’oxyde qui le recouvre. Peut être découpé en petits morceaux avec un couteau. Précaution essentiel : il ne doit jamais être en contact avec l’eau car il est très réducteur. a) Combustion du sodium dans le dioxygène

Le flacon sec est rempli de dioxygène. Un petit morceau de sodium coupé au couteau et essuyé est

chauffé fortement dans un têt à combustion. Il est plongé dans un flacon de dioxygène.


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Observation : Qui du sodium ou du dioxygène est le réducteur ? l’oxydant ? Justifier. Le sodium cède un électron : c’est le réducteur. Le dioxygène gagne des électrons : c’est l’oxydant. Quelle est la formule prévisible de l’oxyde de sodium ? Ion Na+ et ion oxyde O2- : composé ionique électriquement neutre si 2 Na+ et 1 O2- : l’ion O2- est l’ion oxyde. La formule prévisible de l’oxyde est Na2O. Rem : il se forme aussi le superoxyde Na2O2 (contenant l’ion O2

2-) Écrire l’équation chimique de la réaction : 4 Na(s) + O2(g) = 2 Na2O(s) oxyde de sodium Ensuite :

eau + phÈnolphtalÈine

On ajoute de l’eau et quelques gouttes de phénolphaléine.

Qu’observe-t-on lors de l’ajout de la phénolphtaléine ?

La solution incolore devient rose : cela traduit que le milieu est devenu basique. Écrire les réactions de dissolution dans l’eau de l’oxyde de sodium Na2O(s) + H2O = 2 Na+ + 2 HO- Base forte acide il y a formation d’ions HO-.

a) Combustion du sodium dans le dichlore

Le flacon sec est rempli de dichlore. Un petit morceau de sodium coupé au couteau et essuyé est

chauffé fortement dans un têt à combustion. Il est plongé dans un flacon de dichlore.


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Observation : Qui du sodium ou du dichlore est le réducteur ? l’oxydant ? Justifier. Le sodium cède un électron : c’est le réducteur. Le dichlore est l’oxydant : il tend à acquérir des électrons. Quelle est la formule prévisible du chlorure de sodium ? Ion Na+ et ion oxyde Cl- : composé ionique électriquement neutre si 1 Na+ et 1 Cl- : La formule prévisible de l’oxyde est NaCl. Écrire l’équation chimique de la réaction : 2 Na(s) + Cl2(g) = 2 NaCl(s) chlorure de sodium Ensuite :

On ajoute de l’eau et quelques gouttes de nitrate d’argent.

Qu’observe-t-on ?

Il y a un solide blanc qui se forme : c’est le chlorure d’argent AgCl(s), qui met en évidence la formation des ions Cl- lors de la combustion. Écrire la réaction de formation du chlorure d’argent : Ag+ + Cl- = AgCl(s)

Les réactions observées avec le potassium et le lithium sont semblables mais beaucoup plus violentes et vives avec le potassium, et au contraire moins violentes et moins vives avec le lithium. CONCLUSION: lesmétauxalcalinsde lapremièrecolonnedela classification sont des réducteurs. En cela, ils constituentdoncunefamille;àl’intérieurdecelle-ci,ilyauneévolutioncarlecaractèreréducteuraugmentedehautenbas:KplusréducteurqueNaplusréducteurqueLi.


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Le magnésium

Écrire la configuration électronique du magnésium dans son état fondamental. Le localiser dans le tableau périodique. Combien possède-t-il d’électrons de valence ? 1s2 2s2 2p6 3 s2 n = 3 : il est situé dans la troisième période ns2 : 2 e- de valence : 2ème colonne, celle des alcalino-terreux Décrire le corps simple magnésium. Métal blanc, utilisé ici sous la forme de ruban. Semblant un peu friable, il est recouvert d’une petite pellicule d’hydroxyde (ici, de couleur noire). a) Combustion du magnésium dans le dioxygène

Le flacon est rempli de dioxygène, avec un peu d’eau au fond. Un petit morceau de magnésium est enflammé et est plongé dans un flacon de

dioxygène. Après la combustion, le flacon est agité.

Qui du magnésium ou de l’oxygène est le réducteur ? l’oxydant ? Justifier. Le magnésium cède deux électrons : c’est le réducteur. L’oxygène est l’oxydant : il tend à acquérir deux électrons supplémentaires. Quelle est la formule prévisible de l’oxyde de magnésium ? Ion Mg2+ et ion oxyde O2- : composé ionique électriquement neutre si 1 Mg2+ et 1 O2- : La formule prévisible de l’oxyde est MgO. Rem : MgO est la magnésie dont gymnases, haltérophiles ou encore escaladeurs s’enduisent les mains. Écrire l’équation chimique de la réaction de combustion du magnésium : 2 Mg(s) + O2(g) = 2 MgO(s) La combustion émet une lumière blanche très très vive, riche en UV ; il faut donc éviter de regarder directement la flamme et il faut se protéger la vue avec des lunettes appropriées. Ensuite :


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eau + phÈnolphtalÈine

Qu’observe-t-on lors de l’ajout de la phénolphtaléine ?

La solution incolore devient rose : cela traduit que le milieu est devenu basique. Écrire les réactions de dissolution dans l’eau de l’oxyde de magnésium.

MgO(s) + H2O = Mg(OH)2(s)

b) Absence de réaction du magnésium avec l’eau Comme on l’a vu dans l’expérience précédente, le magnésium est un métal trèsréducteur,commelesodium.Pourtant,àladifférencedecelui-ci,ilestinertevis-à-visdel’eau(etdel’airenabsencedeflamme).Quelleestlaraisondecetteinertie? La réaction est très lente. 2) Action du magnésium et du fer sur l’acide chlorhydrique

Coupezunboutd’unrubandemagnésium.Déterminez samasse et pesez lamêmemasse de poudre de fer avec la balance de

précision.Dansdeuxerlenmeyersintroduisez50mLd’acidechlorhydriqueà2mol/Letversez-

yàl’instant0lesdeuxmétaux(MgetFe).Quelleestladuréedel’expérience(utiliserunchronomètre)?La disparition totale du morceau de magnésium a lieu en une trentaine de secondes, pour une masse voisine de 80 mg. Quant au fer, à cette date, il est péniblement oxydé, le dégagement de dihydrogène n’est pas très important. Quecompare-t-onparcetteexpérience.La«mêmemasse»est-elleunchoixjudicieux?Quepourrait-onprendrecommecritère?Dans ces deux expériences, on compare l’oxydation des deux métaux. Si Mg est naturellement, c’est à dire de façon prévisible, oxydé en ion Mg2+, le fer peut lui être oxydé sous la forme Fe2+ ou Fe3+. Un peu plus tard dans l’année, nous verrons qu’il l’est sous la forme Fe2+ ici. Conclusion, les deux bilans sont les mêmes : Mg(s) + 2 H+ = H2(g) + Mg2+ Fe(s) + 2 H+ = H2(g) + Fe2+


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Dans ces réactions, c’est toujours l’hydrogène qui est réduit. Avec le sodium, c’était un des atomes de la molécule d’eau, ici, c’est l’un de l’ion H3O+, écrit plus simplement H+. Plutôt que des masses voisines, il faudrait mieux utiliser des quantités de matière voisines. Mais bon, la différence observée dans les vitesses des deux réactions est telle que cela ne changerait rien : Mg réagit plus vite !! Rem : on pourrait remarquer que le magnésium est en ruban tandis que fer presque en poudre : là aussi, prendre du magnésium en petits copeaux ne change pas nos conclusions. Lesmétauxseretrouventàl’étatd’ions,proposezunbilanpourchaqueréaction. Conclusion, les deux bilans sont les mêmes : Mg(s) + 2 H+ = H2(g) + Mg2+

Fe(s) + 2 H+ = H2(g) + Fe2+

Fort dégagement de dihydrogène avec Mg

Faible dégagement de dihydrogène avec Fe

L’aluminium

Écrire la configuration électronique de l’aluminium dans son état fondamental. Le localiser dans le tableau périodique. Combien possède-t-il d’électrons de valence ? 1s2 2s2 2p6 3 s2 3 p1 n = 3 : il est situé dans la troisième période ns2np1 : 3 e- de valence ET il appartient au bloc p : 13ème colonne


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Décrire le corps simple aluminium. Métal brillant, léger. a) Combustion de l’aluminium dans le dioxygène bureau Souffler un voile léger de poudre d’aluminium en direction d’une flamme. Qu’observe-t-on ? Il y a une incandescence par réaction entre l’aluminium et le dioxygène de l’air. Qui de l’aluminium ou du dioxygène est le réducteur ? l’oxydant ? Justifier. C’est l’aluminium qui est le réducteur, il cède facilement ses trois électrons de valence. Le dioxygène est toujours l’oxydant. Quelle est la formule prévisible de l’oxyde d’aluminium ? cédant ses trois électrons de valence se retrouve au degré d’oxydation + III, c'est-à-dire donne l’ion Al3+. O donnant l’ion O2-, l’oxyde est neutre en proposant la stoechiométrie suivante : Al2O3. Écrire l’équation chimique de la réaction de combustion : Al(s) + 3/2 O2(g) = Al2O3(s) Pourquoi l’oxyde d’aluminium (alumine) est-il quasiment insoluble dans l’eau ? C’est un solide ionique mais la liaison Al-O a un certain caractère covalent. Elle est très forte et l’énergie de cohésion du solide est donc importante. L’eau, solvant dissociant, ne peut séparer les ions Al3+ et O2-. L’alumine est donc peu soluble dans l’eau. b) Réaction du dibrome avec l’aluminium

Le dibrome est un liquide rouge très dense, très corrosif, émettant des vapeurs très nocives. On le manipule avec des gants de protection, sous une hotte ventilée et on prévoit une solution de thiosulfate de sodium pour le détruire s’il tombe des gouttes sur la paillasse et pour traiter la verrerie après usage.

Introduire de la poudre d’aluminium dans une éprouvette graduée.

Ajouter quelques millilitres de dibrome. Observer… derrière la vitre de protection !

Qu’observe-t-on ?


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Il y a d’intenses fumées visibles blanches et d’autres rouges qui apparaissent et des flammes à la surface de l’aluminium. La réaction entre le dibrome liquide et l’aluminium est vive. Ce sont en fait les vapeurs de dibrome qui sont rouges. Qui de l’aluminium ou du brome est le réducteur ? l’oxydant ? Justifier. L’aluminium est le réducteur : il cède ses trois électrons Le brome est l’oxydant Quelle est la formule prévisible du bromure d’aluminium ? Les ions sont Al3+ et Br-, la stoechiométrie de l’oxyde est donc : AlBr3(s) Écrire l’équation chimique de la réaction : Al(s) + 3/2 Br2(l) = AlBr3(s) c) Réaction du dichlore avec l’aluminium sous la hotte

Al(s)

Le flacon sec est rempli de dichlore. De la poudre d’aluminium porté à incandescence est placé

dans le flacon. Letêtdoitêtremaintenuavecunebaguetteenverresinonle

dichloreréagiraitaveclefer.

Al(s) + 3/2 Cl2(g) = AlCl3(s)

On ajoute de l’eau et quelques gouttes d’une solution de nitrate d’argent. Observations ? Ecrire l’équation-bilan de la réaction L’ajout d’eau permet de solubiliser AlCl3, totalement hydrolysé et dans ce cas, les ions argent(I) permettent de caractériser les ions Cl- formés : Ag+ + Cl- = AgCl(s)

Un précipité blanc de AgCl apparaît.


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3. Etude des éléments de la famille des halogènes : évolution du caractère oxydant des éléments de cette famille. Ecrire la configuration électronique fondamentale des 4 halogènes.

Fluor

1s2 2s2 2p5 Soit : [2He] 2s2 2p5

Chlore

1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 Soit : [10Ne] 3s2 3p5

Brome

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p5 Soit : [18Ar] 3d10 4s2 4p5

Iode

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 5s2 5p5 Soit : [36Kr] 4d10 5s2 5p5

Pourquoi sont-ils regroupés dans une même colonne ? Ils sont regroupés dans une même colonne, la dix-septième de la classification car ils ont tous la même configuration électronique externe : ns2 np5 1. Description des corps simples dans les CNTP Décrire chacun des quatre corps simples dans les CNTP (Conditions Normales de Température et de Pression, soit à 0°C sous 1 atm) :


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Fluor

Gaz jaune verdâtre Du latin fluere, s’écouler

Chlore

Gaz vert Du grec khlôros, vert

Brome

Liquide rouge orangé (surmonté

d’une vapeur orange de dibrome)

Du grec bromos, fétide

Iode

Solide violet foncé présentant un certain éclat

Du grec iôdos, violet

3. Oxydations comparées des halogènes Dans cette partie, on cherche à comparer les pouvoirs oxydants des halogènes entre eux. On va utiliser de l’eau de chlore et de l’eau de brome, qui sont des solutions aqueuses de Cl2 et de Br2. Précautions : Des quantités non négligeables de gaz dichlore et de vapeurs de dibrome sont libérées dans l’atmosphère lorsqu’on utilise de l’eau de chlore et de l’eau de brome. Ces deux gaz étant très toxiques, notamment à cause de leur fort pouvoir oxydant, on veillera à manipuler avec beaucoup de soin et sous la hotte ventilée. De plus, ces solutions sont oxydantes pour la peau. On travaillera avec des gants de protection. Pour cette partie, les couples rédox possibles sont : Cl2/Cl- ; Br2/Br- ; I2/I- ; IO3

-/I2.

a) Action de l’eau de chlore sur les halogénures

Dans trois tubes à essais, introduire 1 cm3 de solution de NaCl, NaBr et NaI respectivement.

Ajouter quelques gouttes d’eau de chlore dans chacun des tubes.

Introduire alors 1cm3de cyclohexane dans les tubes où il y a eu réaction, et agiter. Le cyclohexane n’est pas miscible à l’eau et sa densité est inférieure à 1. On observe donc deux phases séparées dans les tubes à essais : la phase organique, constituée par le cyclohexane et les espèces qui y sont dissoutes, et la phase aqueuse. Les halogènes étant beaucoup plus solubles dans le cyclohexane que dans l’eau, ils se retrouvent dans la phase organique.


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Tenez, refaisons l’expérience avec KI : mettre très peu de solution aqueuse de KI dans un

tube, et ajoutez beaucoup d’eau de chlore. Observations ? b) Action de l’eau de brome et c) de l’eau iodée sur les halogénures

Renouveler l’expérience précédente, mais en utilisant de l’eau de brome à la place de l’eau de chlore.

Recommencer de même avec de l’eau iodée.

Quand les expériences sont terminées, détruire les halogènes avec la solution de thiosulfate de sodium Na2S2O3.

Puis verser le contenu des tubes qui contiennent du cyclohexane dans le bidon de récupération prévu à cet effet. Votre travail de rédaction : Présenter les résultats de ces expériences en remplissant le tableau suivant. Écrire l’équation chimique des réactions observées. En déduire un classement des couples X2 / X- par pouvoir oxydant croissant de X2 en complétant le petit diagramme sous le tableau. Tube contenant Solution ajoutée

Cl-(aq) Br-(aq) I-(aq)

« eau de chlore » Cl2(aq)

Formation de

dibrome, mis en évidence par son

extraction par CH2Cl2

Formation de diiode, mis en évidence par son extraction par

CH2Cl2

« eau de brome » Br2(aq)

Rien

Formation de diiode, mis en évidence par son extraction par

CH2Cl2

« eau iodée » l2(aq)

Rien Rien


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Conclusion : Le dichlore est capable d’oxyder les ions Br- et I- Le dibrome est capable d’oxyder les ions I- mais pas Cl- Le diiode est capable d’oxyder ni les ions Br- ni les ions Cl-

Conclusion : Cl2 est meilleur oxydant que Br2 meilleur oxydant que I2. Et tous oxydent Na ou Al par exemple. Donc ils ont une propriété commune, celle d’être oxydant, mais il y a bien une évolution de cette propriété dans la famille car les dihalogènes sont de moins en moins oxydants lorsqu’on descend dans leur colonne. Le plus oxydant – non utilisé ici à cause de sa dangerosité – étant le difluor F2.

Pouvoir oxydant croissant

Pouvoir réducteur croissant

Cl2 Cl-

Br2

Br-

I2

I-


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4. Pour terminer, un feu de bengale et quelques tests de flamme… a) Réaction rédox vive : feu de Bengale…

Avec les balances ordinaires, pesez séparément dans des papiers filtre pliés en deux, 1 g de sucre en poudre et 1 g de chlorate de potassium.

Attention à ne pas élanger violemment ces deux poudres, risque de combustion vive !

Réduisez le chlorate SEUL en poudre en l’écrasant la spatule. Mélangez les deux solides en versant les contenus des papiers les uns dans les autres 4 fois.

Ajoutez alors une pointe de spatule de sel de strontium et re-mélangez le tout. Déposez le mélange en tas sur une brique, sous la hotte.

Allumez le avec une allumette. Le sucre ordinaire a pour formule C12H22O11. Le chlorate de potassium KClO3 est transformé en chlorure de potassium KCl . Le sucre est transformé en dioxyde de carbone et en eau, ou en carbone et en eau. (sorte de caramel raté).

Proposez un bilan pour la réaction de transformation du sucre en dioxyde de carbone et en eau.

2KClO3=2KCl+3O2 x4C12H22O11+12O2=12CO2+11H2O x1 8KClO3+C12H22O11=8KCl+12CO2+11H2OSilesucreesttransforméencarbone:C12H22O11=12C+11H2O…c’esttout!!Dansl’autresens,onpeutremarquerqueducarbone«hydraté»donnedusucre,c’estpourcelaquesucressontaussiappelésdes«hydratesdecarbone».

Conclusions du TP 1. L’électronégativité Sens d’évolution de l’électronégativité dans la classification périodique :


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H

He

Li Be

B C N O F Ne

Na Mg

Al Si P S Cl Ar

K Ca Sc Ti V Cr M

n Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr

Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe

Cs Ba lanth

Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn

Fr Ra Actin Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn Nh Fl Mc Lv Ts Og

La Ce Pr Nd Pm

Sm Eu G

d Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu

Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr

L’électronégativité augmente dans une colonne de bas en haut. L’électronégativité augmente dans une période de gauche à droite. Le plus électronégatif de la classification : le fluor F Le plus électronégatif parmi ceux rencontrés dans ce TP : le fluor F Le moins électronégatif parmi ceux rencontrés dans ce TP : le sodium Na 2. Métaux et non métaux Tracer nettement la frontière entre les métaux et les non métaux ; colorier les cases correspondant aux métaux et, d’une autre couleur, les cases des non métaux (ne pas oublier la légende).

H

He

Li Be

B C N O F Ne

Na Mg

Al Si P S Cl Ar

K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr


Cs Ba lanth

Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn


La Ce Pr Nd Pm

Sm Eu G



Ti métaux He

Si semi-métaux ou métalloïdes He


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Parmi les métaux, inscrire dans leur case les symboles des trois métaux les plus nobles. Les trois métaux les plus nobles sont :

L’or Au Le platine Pt L’argent Ag Parmi les non métaux, inscrire dans leur case les semi-métaux (métalloïdes). Voir classification précédente Dans les métaux, la liaison chimique qui unit les atomes porte le nom de liaison métallique. Dans les non métaux, la liaison chimique la plus forte qui unit les atomes porte le nom de liaison covalente. Interpréter la position des métaux et des non métaux grâce au concept d’électronégativité. Les métaux sont des éléments qui ont une faible électronégativité, ils sont situés à gauche dans la classification. Les non métaux ont une électronégativité élevée et sont situés à droite de la classification (en excluant la 18ème colonne, celle des gaz rares). 3. Oxydes acides, oxydes basiques Dans les blocs principaux, colorier d’une couleur différente les cases des éléments dont l’oxyde est basique, acide ou amphotère (bien indiquer votre légende).

H

He

Li Be

B C N O F Ne

Na Mg

Al Si P S Cl Ar

K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge A

s Se Br Kr

Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn S

b Te I Xe

Cs Ba lanth Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn


La Ce Pr Nd Pm

Sm Eu G



Na oxydes basiques He

Al oxydes amphotères He

S oxydes basiques He

Choisir les meilleurs représentants d’un oxyde basique et d’un oxyde acide dans le TP-cours et rappeler leur équation de dissolution dans l’eau. Un oxyde basique est obtenu par la combinaison de l’élément très électronégatif O et un élément possédant à l’inverse une faible électronégativité tel qu’un alcalin.

Cl non métaux He


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Dans ce cas, l’oxyde contient l’ion oxyde O2- et l’ion Mp+. Mis en solution, l’oxyde ionique est dissocié en ses ions constitutifs Mp+ et O2-. O2-, base très forte, réagit alors avec l’eau et fournit des ions hydroxydes OH-. Illustrons ceci avec l’oxyde de sodium Na2O(s) : Na2O(s) + H2O = 2 Na+

(aq) + 2 OH-(aq)

Un oxyde acide est obtenu par la combinaison de l’élément très électronégatif O et un élément possédant également une électronégativité assez élevée : il s’agit donc d’un non métal. Dans ce cas, l’oxyde contient une liaison O/P en partie covalente. Mis en solution, les molécules de O et P restent constituées : elles ne sont pas dissociées. Gardant leur individualité, elles s’entourent de molécules d’eau : c’est l’hydratation, au cours de laquelle, elles peuvent faire céder un proton aux molécules d’eau, rendant ainsi leurs solutions acides. Illustrons ceci avec l’oxyde de soufre SO2 : SO2(aq) + 2 H2O = HSO3

- + H3O+

Expliquer les liens entre le caractère acide et basique de l’oxyde, la nature de la liaison chimique entre l’oxygène et l’élément et le concept d’électronégativité. Lorsque la différence d’électronégativité est importante entre l’oxygène et un élément X, alors l’oxyde de cet élément est un oxyde basique, la liaison O/X est ionique et l’oxyde fournit des ions OH- dans l’eau lors de son passage en solution. Typiquement, X est un métal situé dans la partie gauche de la classification. Lorsque la différence d’électronégativité est faible entre l’oxygène et un élément X, alors l’oxyde de cet élément est un oxyde acide, la liaison O/X est fortement covalente et l’oxyde fournit des ions H+ (H3O+) dans l’eau lors de son passage en solution. Typiquement, X est un non métal situé donc dans la partie droite de la classification.


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III.4 Oxydants et réducteurs Colorier d’une couleur la zone des meilleurs oxydants du tableau périodique et d’une autre couleur la zone des meilleurs réducteurs (précisez votre légende).

H

He

Li Be

B C N O F Ne

Na Mg

Al Si P S Cl Ar

K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr


Cs Ba lanth Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn


La Ce Pr Nd Pm

Sm Eu G



Na Réducteurs He

Fe Réducteurs plus ou moins forts He

Cl Oxydants forts. He

Interpréter la position des meilleurs oxydants et des meilleurs réducteurs avec le concept d’électronégativité. Les réducteurs les plus forts sont les métaux qui cèdent facilement un ou plusieurs électrons : ce sont les alcalins et les alcalino-terreux. Ils ont en commun une faible électronégativité. Les oxydants les plus forts sont les non métaux qui acceptent facilement un ou plusieurs électrons : ce sont l’oxygène et les halogènes (l’iode est en fait moyennement oxydant). Ils ont en commun une forte électronégativité.

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