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Catégorie :Category: nCreator TI-Nspire
Auteur Author: dages
Type : Classeur 3.0.1
Page(s) : 1
Taille Size: 2.88 Ko KB
Mis en ligne Uploaded: 13/01/2013 - 00:03:02
Uploadeur Uploader: dages (Profil)
Téléchargements Downloads: 283
Visibilité Visibility: Archive publique
Shortlink : http://ti-pla.net/a10352
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Description
Fichier Nspire généré sur TI-Planet.org.
Compatible OS 3.0 et ultérieurs.
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Notion sur l'oxydo réduction 1)Généralités 1-1) couple rédox Oxydant: substance susceptible de capter des électrons réductuer: substance suscpetible de céder des électrons Réaction d'oxydo-réduction : échange d'électron entre un oxydant et un réducteur Retenir le schéma: Ox + ne'-><-red (->réducteur. <-oxdation) Exemple: lamelle de fer Fe(s) dans une solution aqueuse contenant Cu(2+) (bleue). La couleur bleu disaparait. Depot rougeatre de Cu(s). Apparition d'ions Fe2+ (cf hydroxyde) Réaction: Fe(s)+Cu(2+) -> Fe(2+)+Cu(s) On décompose en deux demi équations: Fe(s) -> Fe(2+)+2e' Cu(2+)+2e' -> Cu(s) Cu(2+) oxydant et Fe(s) réducteur. On dit que le fer a été oxydé, le cuivre a été réduit. A tout oxydant est associé un réducteur dans la demi equation électronique, on parle de couple rédox: Ox/red 1-2) Nombre d'oxydantion: no (degré d'oxydation): Définition: nombre d'oxydation d'un élément dans un composé chimique contenant l'élément en question. C'est le nombre d'électrons libérés lors du passage d'un élément de l'état corps simple à l'état considéré. (nb entier noté en chiffres romains positif ou négatif) Exemples: corps simple: ions simple: le no est la charge algébrique de l'ion considéré. Cl' -I Na+ =I Fe(2+) Fe(II) Ions complexes: Pour chaque liaison entre deux atomes, ou molécules on attribue le doublet à l'élement le plus électronégatif Rappel: les élement les plus electronégatifs sont en haut à droite du tableau de mendeleiev et les moins electronégatifs sont en bas a gauche (alcalins) Le plus souvent, il suffit pour trouver les no d'appliquer la relation sommes des no= q (ou q est la charge totale du composé étudié) en tenant compte que presque toujours no(O)=-II (O=Oxygene) no(H)=+I (exception si laison avec O, F si présence d'alcalins) ion permanganate: Mno4(-) Mn(VII) car no(Mn) +4*(-II)=-I Pour ClO(-) no(Cl)+no(O)=q donc no(Cl)-II=-I donc no(Cl)=I 1-3) Equilibrage des réactions rédox a) Demi equation électrinque Les variations de no donne le nombre d'e'. Conservation de la charge en ajoutant des H+ (milieu acide) ou OH- (milieu basique) Conservation des élements en ajoutant des H2O. Concretement: conserver les O->ajout des H2O conserver les H->ajout des H+ conserver les charges -> ajout des e' b) réaction complete. Sommer les deux demi équations électronques avec les facteurs multiplicatifs adéquat pour éliminer les électrons Exemples: Oxydation de Fe2+ par Mno4- : 5Fe(2+) +Mno4(-)+8H(+) = 5Fe(3+)+Mn(2+)+4H2O Cr2O7(2-)/Cr(3+) et I2/I(-) Cr2O7(2-) + 14H(+) +6 I(-)=2Cr(2+)+7H2O+3I2 O2/H2O2 et ClO(-)/Cl(-) 2e'+ClO(-)+H2O -> <- Cl(-) + 2OH(-)
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Compatible OS 3.0 et ultérieurs.
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Notion sur l'oxydo réduction 1)Généralités 1-1) couple rédox Oxydant: substance susceptible de capter des électrons réductuer: substance suscpetible de céder des électrons Réaction d'oxydo-réduction : échange d'électron entre un oxydant et un réducteur Retenir le schéma: Ox + ne'-><-red (->réducteur. <-oxdation) Exemple: lamelle de fer Fe(s) dans une solution aqueuse contenant Cu(2+) (bleue). La couleur bleu disaparait. Depot rougeatre de Cu(s). Apparition d'ions Fe2+ (cf hydroxyde) Réaction: Fe(s)+Cu(2+) -> Fe(2+)+Cu(s) On décompose en deux demi équations: Fe(s) -> Fe(2+)+2e' Cu(2+)+2e' -> Cu(s) Cu(2+) oxydant et Fe(s) réducteur. On dit que le fer a été oxydé, le cuivre a été réduit. A tout oxydant est associé un réducteur dans la demi equation électronique, on parle de couple rédox: Ox/red 1-2) Nombre d'oxydantion: no (degré d'oxydation): Définition: nombre d'oxydation d'un élément dans un composé chimique contenant l'élément en question. C'est le nombre d'électrons libérés lors du passage d'un élément de l'état corps simple à l'état considéré. (nb entier noté en chiffres romains positif ou négatif) Exemples: corps simple: ions simple: le no est la charge algébrique de l'ion considéré. Cl' -I Na+ =I Fe(2+) Fe(II) Ions complexes: Pour chaque liaison entre deux atomes, ou molécules on attribue le doublet à l'élement le plus électronégatif Rappel: les élement les plus electronégatifs sont en haut à droite du tableau de mendeleiev et les moins electronégatifs sont en bas a gauche (alcalins) Le plus souvent, il suffit pour trouver les no d'appliquer la relation sommes des no= q (ou q est la charge totale du composé étudié) en tenant compte que presque toujours no(O)=-II (O=Oxygene) no(H)=+I (exception si laison avec O, F si présence d'alcalins) ion permanganate: Mno4(-) Mn(VII) car no(Mn) +4*(-II)=-I Pour ClO(-) no(Cl)+no(O)=q donc no(Cl)-II=-I donc no(Cl)=I 1-3) Equilibrage des réactions rédox a) Demi equation électrinque Les variations de no donne le nombre d'e'. Conservation de la charge en ajoutant des H+ (milieu acide) ou OH- (milieu basique) Conservation des élements en ajoutant des H2O. Concretement: conserver les O->ajout des H2O conserver les H->ajout des H+ conserver les charges -> ajout des e' b) réaction complete. Sommer les deux demi équations électronques avec les facteurs multiplicatifs adéquat pour éliminer les électrons Exemples: Oxydation de Fe2+ par Mno4- : 5Fe(2+) +Mno4(-)+8H(+) = 5Fe(3+)+Mn(2+)+4H2O Cr2O7(2-)/Cr(3+) et I2/I(-) Cr2O7(2-) + 14H(+) +6 I(-)=2Cr(2+)+7H2O+3I2 O2/H2O2 et ClO(-)/Cl(-) 2e'+ClO(-)+H2O -> <- Cl(-) + 2OH(-)
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