Details sur l'équilibrage des réactions rédox ...

[lakinzou]

Bonjour , je suis une élève en première année de licence chimie et je dois passer des rattrapages . J'ai un petit soucis en chimie , j'ai une partie de cours qui s’appelle " équilibrage dune réaction redox " et qui précède celle qui s’appelle "réaction globale" où c'est un peu plus compliqué parce qu’il faut d'abord comprendre la partie que je ne comprend pas . Pouvez vous m'expliquer ? Je vous poste la partie de cours que je ne comprend pas et celle qui suit . Mes questions sont les suivantes :
Comment savoir si on est en milieu acide ( equilibrage avec H+ et H2o ) ou en milieu basique ( OH- et H20 ) ?
L'équation ne peut elle s’équilibrer que quand le couple et dans un milieu acide ET/OU basique ( les deux ) ou dans un milieu basique OU acide ? Je n'arrive pas a poser ma question correctement mais en gros dans le cours vous pouvez voir des calculs ou c'est précisé par exemple " Mno4-/Mn2+ en milieu acide " du coup on se sert de H+ dans l’équation mais aurait il été possible qu'on fasse l’équation quand le couple est dans un milieu basique ou bien il ne peut être qu'en milieu acide ?

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Merci d'avance .
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[Resartus]

Bonjour,
Je n'ai pas encore accès à la pièce jointe, et vais me limiter à quelques éléments de réponse :
On peut toujours équilibrer une réaction des deux manières, mais il est évidemment préférable d'écrire l'équation avec l'ion dont on pense qu'il sera le plus présent en solution.
Pour l'influence du pH, on peut dire qu'il y a un principe général, et des cas particuliers:
Le principe général, c'est que les demi réactions sont toujours des équilibres : s'il faut des ions H+ ou OH- d'un coté, l'équilibre sera déplacé en fonction de leur concentration, et si la différence de potentiel redox avec l'autre demi réaction n'est pas assez grande, l'effet du pH peut suffire pour empêcher la réaction prévue.

Les cas particuliers, c'est qu'en fonction du pH, outre l'effet des concentrations, certains couples redox peuvent être favorisés par rapport à d'autres, soit parce que certains intermédiaires de réaction sont défavorisés, ou bien car certains produits peuvent être éliminés (un exemple fréquent est le cas des hydroxydes insolubles), ce qui va empêcher ou au contraire renforcer certains couples redox par rapport à d'autres.

Si on prend l'exemple de MnO4- (+VII), le degré d'oxydation final sera à +II en milieu acide, mais en milieu neutre ou basique, il s'arrête à MnO2 (+IV) qui est insoluble, et en milieu très basique c'est encore pire car il s'arrête à MnO4 (2-) (+VI).