Bonjour

- Par exemple, l'équation suivante est en milieu acide et a été pondérée en H²SO4 : "MnO4- (du permanganate de potassium) + Cl- (du chlorure de sodium) (en milieu acide)". Par contre, celle-ci, en milieu acide également, a été pondérée avec HCl : "Chlorure d'étain (II) + KMnO4". Comment choisir ? Pourquoi l'une en HCl et l'autre en H²SO4 ?

- Sauf que là, je ne sais même pas avec quelles bases j'ai le choix. ^^'  On n'a pas fait d'exercice dans ce style... Par exemple, prenons le 1. dans mon sujet principal.

- D'accord. ^^  Sauf que quand ce n'est pas dans les tables, c'est nettement moins évident. :/

- Donc je dois tenir compte des réactifs en présence. Okay. Sinon, quel est le couple pour NH3 (pas dans mes tables non plus) ?



Merci,
Amurys

Mes questions :
- Pour les réactions se déroulant en milieu acide, tant que je pondère bien le reste, le choix entre HCl ou H²SO4 n'a pas d'importance ?
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Le choix de l'acide n'a pas d'importance sauf si son anion peut réagir chimiquement avec un des produits de la réaction. Par exemple on évitera d'utiliser l'acide chlorhydrique lorsque l'ion MnO4^(-) est présent (réaction spontanée entre Cl^(-) et MnO4^(-), production de dichlore)
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- Pour les réactions en milieu basique, quelle base choisir ?
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Idem. De toute manière l'équilibrage des réactions redox avec l'ion OH^(-)  est à proscrire, il faut toujours équilibrer les réactions en utilisant l'esp!èce H^(+) ou H3O^(+) car les valeurs potentiels standard des couples redox  sont définis par rapport à l'ESH (électrode standard à dihydrogène soit à pH=0) donc pour une écriture faisant intervenir, lorsque c'est nécessaire, H^(+) ou H3O^(+)
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- Exercice : "Ecrire les équations ioniques et moléculaires des réactions entre les réactifs suivants, si elles sont thermodynamiquement possibles.
1. MnO4- (de permanganate de potassium) + SO2 (en milieu basique)
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Pour savoir si les réactions sont thermodynamiquement possible il faut connaître les valeurs des  potentiels standard des couples redox faisant intervenir ces réactifs. La réaction spontannée (thermodynamiquement possible) sera alors celle de l'oxydant du couple de  potentiels standard le plus élevé sur le réducteur du couple de potentiels standard le plus faible.

Je pense que pour cette réaction les couples à considérer sont MnO4^(-)/MnO2 et SO4^(-)/SO2
MnO4^(-)+4*H^(+)+3*e^(-)--->MnO2+2*H2O
SO4^(2-)+4*H^(+)+2*e^(-)--->SO2+2*H2O

2*MnO4^(-)+8*H^(+)+6*e^(-)+3*SO2+6*H2O--->2*MnO2+4*H2O+3*SO4^(2-)+12*H^(+)+6*e^(-)
2*MnO4^(-)+3*SO2+2*H2O--->2*MnO2+3*SO4^(2-)+4*H^(+)

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2. MnO4- (de permanganate de potassium) + NH3".
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Là encore il faut connaître les valeurs des  potentiels standard des couples redox faisant intervenir ces réactifs.
Je pense que pour cette réaction les couples à considérer sont soit MnO4^(-)/MnO2, NO3^(-)/NH3,H2O en milieu basique ou MnO4^(-)/Mn^(2+) et NO3^(-)/NH4^(+) si l'on opère en milieu acide.

Un grand merci à vous pour votre aide.
Je pense donc que ça devrait aller pour le reste des exercices.

Cependant, lorsque des couples ne sont pas dans mes tables, c'est-à-dire que je dois les trouver seul ?
Comme le couple SO4^(-)/SO2 ?
Ou c'est-à-dire que mes tables sont incomplètes ?

Par contre, dans le solutionnaire avec NH3, on semble avoir utilisé le couple N2/NH3.
Aussi moyen de le trouver seul ?



Merci à vous,
Amurys

Cependant, lorsque des couples ne sont pas dans mes tables, c'est-à-dire que je dois les trouver seul ?
Comme le couple SO4^(-)/SO2 ?
Ou c'est-à-dire que mes tables sont incomplètes ?
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Même avec des tables complètes il est bien difficile de prévoir la réaction qui peut avoir lieu entre un oxydant et un réducteur, car selon le pH et les conditions opératoires les possibilités sont nombreuses. Il suffit de consulter l'excellent ouvrage de M. Pourbaix (Atlas des équilibres électrochimiques) pour s'en convaincre.

Un sujet dans lequel seul l'oxydant et le rducteur de la réaction redox sont donnés est un sujet incomplet.
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Par contre, dans le solutionnaire avec NH3, on semble avoir utilisé le couple N2/NH3.
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Ce qui montre que le rédacteur de l'exercice et/ou de son corrigé n'est pas un électrochimiste. Il devrait savoir que  le diazote est (en général) considére comme un gaz inerte électrochimiquement et que les solutions amoniacales sont relativement stables. Le couple qu'il aurait du considérer est NO2^(-)/NH4^(+) en milieu acide ou NO2^(-)/NH3,H2O en milieu basique. Pour s'en persuader il suffit de rechercher sur Google "Diagramme de Pourbaix de l'azote".

Conclusion ...
Il n'exite pas que des choses exactes dans les livres et il n'existe pas que des bons livres. On peut dire la même chose des énoncés d'exercices, il y a ceux qui sont correctement posés et les autres. Mieux vaut ne pas s'encombrer l'esprit avec cette dernière catégorie il y a déjà tellement à faire avec les exercices qui sont correctement posés ...

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Un grand merci à toi, Barbidoux, tout est clair désormais.

Juste, pour éviter de créer un nouveau sujet, j'ai besoin d'un éclairage sur deux petites choses, qui concernent les pH cette fois :

- Dans un titrage pH-métrique de l'acide acétique dans le vinaigre (titré par du NaOH) :
On sait qu'au départ, l'espèce en solution est le CH3COOH et pH = -1/2.log(Ka.Ca)
Avant l'équivalence, il y a du CH3COOH et du CH3COONA et pH = pKa - log[HA]/[A-]
A l'équivalence, il y a du CH3COONA et pH = 14 + 1/2.log(Kb.Cb)  [En parlant du CH3COO-]
Mais après l'équivalence, il y a du CH3COONA et du NaOH. Ce sont deux bases. Quelle est l'expression du pH ?

- "La quantité d'indicateur utilisée lors d'un titrage a-t-elle une importance ? Pourquoi ?"
J'ai envie de dire qu'il ne faut pas en mettre trop pour éviter de changer les conditions réactionnelles et concentrations, mais ma réponse semble incomplète. Comment bien détailler ?



Bonne soirée,
Amurys

- Dans un titrage pH-métrique de l'acide acétique dans le vinaigre (titré par du NaOH) :
On sait qu'au départ, l'espèce en solution est le CH3COOH et pH = -1/2.log(Ka.Ca)
Avant l'équivalence, il y a du CH3COOH et du CH3COONA et pH = pKa - log[HA]/[A-]
A l'équivalence, il y a du CH3COONA et pH = 14 + 1/2.log(Kb.Cb)  [En parlant du CH3COO-]
Mais après l'équivalence, il y a du CH3COONa et du NaOH. Ce sont deux bases. Quelle est l'expression du pH ?
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après l'équivalence, il y a en solution du CH3COO^(-) et du  OH^(-). Ce sont deux bases. La réaction
CH3COOH+OH^(-)-> CH3COO^(-)-H2O
étant suposée totale, la base  CH3COO^(-) est considérée comme indifférente et le pH est donné par le concentration en ion OH^(-) ==> pH =14+lg([OH^(-)]/c°)- où c° est la concentration standard (1 mol/L si [OH^(-)] est exprimée en mol/L).
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- "La quantité d'indicateur utilisée lors d'un titrage a-t-elle une importance ? Pourquoi ?"
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Un indicateur coloré étant un couple acide base il ne faut pas l'introduire en trop grande quantité car, lorsqu'il est présent, à l'équivalence on a "dosé aussi" l'indicateur coloré ajouté. Il faut donc que sa concentration puisse être négligée devant celle de l'acide (ou de la base) dosé.
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