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oxydoréduction et équation pondérée
Bonjour
j'ai un exercice sur lequel je suis hésitante et j'espérais que quelqu'un pourrait m'aiguiller et peut être m'expliquer pour que je suis sur à l'avenir de ce que je fais.
On nous dit :
1. Pondérer l'équation de la réaction des ions I-
avec des molécules d'eau oxygénée (H2 O 2), en
milieu acide. Indique clairement la 1/2 réaction d'oxydation et la 1/2 réaction de réduction ainsi que les étapes du raisonnement.
2. Cette réaction est-elle possible ? Justifier votre réponse
En sachant que j'ai le droit de consulter une table de potentiel redox.
Donc on a les couples I2/ I- et H2O2 / H2O
on nous demande de pondérer l'équation de la réaction entre des ions I- et H2O2 en milieu acide donc j'imagine qu'on a quelque chose comme ceci
H2O2 + 2I- + 2H+ -> I2 + 2 H2O
Mais je ne suis pas sur de ce que j'ai écrit ni de ce qu'est censé devenir le H+ du côté des produits... D'ailleurs c'est ce que le H apparaît dans les demi équations d'oxydation et de réduction?
C'est sans doute bête mais voilà je ne trouve pas donc je préfère demander un peu d'aide 
Pour le moment j'attends déjà de valider cette étape pour continuer l'exo.
Merci beaucoup d'avance
Pour que je sois* (désolée pour la faute et le double post mais je me voyais pas laisser ça comme ça 
)
Bonsoir,
Petite indication :
Milieu acide = H+
Milieu basique = transformation des H+ en ajoutant autant de HO- pour les transformer en H2O
Donc il suffit d'équilibrer tes 1/2 eq en milieu acide (ce que montrent les profs en fait en méthode en première en ajoutant des H+ et H2O )
Pondérer les équations de redox elle entends bien par là juste équilibrer on est d'accord?
Bonsoir josephineEG
Même si tu n'as pas justifié ton équation bilan par l'écriture des deux demies équations, je pense que ton raisonnement est correct car ton équation bilan est bonne.
Des ions H+ sont consommés au cours de la réaction : c'est pour cela que l'énoncé précise que le milieu est acide.
Ton équation est conforme à la conservation de la charge électrique : autant de charge avant et après réaction.
Ton équation est aussi conforme à la conservation des éléments chimiques. Par exemple, pour l'élément hydrogène, tu en fais bien intervenir 4 avant réaction et 4 après.
Enfin : tu as bien oxydation des ions iodure par l'eau oxygénée (peroxyde d'hydrogène).
Ok donc par apport à l'équation finale c'est ok!
Maintenant voilà en détaillant le raisonnement et en écrivant les 1/2 équation ce que j'ai fait :
Les ions I- sont oxydés selon la demi équation : 2I- -> I2 + 2e-
L'eau oxygénée est réduite selon la demi équation : H2O2+ 2e- ->2H2O
Par contre voilà, autant je savais qu'il fallait ajouter le H+ dans l'équation finale du côté des réactifs parce qu'on se situe dans un milieu acide, autant si je comprends bien ce que dit Mminicoco , selon si le milieu est acide ou basique, il faut ajouter H+/H2O ou des OH- dans les demi équations?
Seulement c'est embêtant parce que je ne sais pas vraiment comment on écrit ça car j'étudie à la maison et qu'on ne m'a pas montré cette méthode. J'imagine que ce n'est pas bien compliqué mais peut être que quelqu'un pourrait me montrer comment cela s'écrit dans les demi équations ?
Et oui pondérer c'est bien équilibrer
Merci d'avance
Ta première demie équation est correcte mais la seconde ne respecte pas la conservation de la charge électrique et ne respecte pas la conservation de l'élément hydrogène. Tout rentre dans l'ordre en faisant intervenir 2H+ dans la mesure où le milieu est acide :
H2O2 + 2H+ + 2e- 
2H2O
Tu peux alors constater que le bilan de tes deux demies équations donne l'équation bilan que tu as fournie dans ton premier message.
D'accord je vois , par apport aux charges non conservées dans le deuxième équation c'était parce que H2O2 et H2O sont neutres et qu'il y avait le "+2e-" à gauche, c'est ça?
Reprends la demie équation que j'ai écrite concernant l'eau oxygénée :
A droite : pas de charge (molécules neutres)
A gauche : 2 charges + (ions H+) et deux charges - (deux électrons)
Le compte est bon !
Oki oki! Du coup à la question "la réaction est elle possible" je dirai oui car c'est la réaction entre un oxydant fort et un réducteur fort , je ne sais pas si il faut préciser quelque chose d'autre...
Mais je me demande du coup, si l'exercice avait été dans un milieu basique, comment ça se passe dans ce cas là ? (désolée pour la question supplémentaire mais bon je préfère tout comprendre)
Cette réaction n'aurait pas lieu en milieu basique ! La situation d'ailleurs se complique fortement car le diiode cesse alors d'être stable... Patience : tu verras cela au niveau (bac+2) quand tu étudieras les diagrammes (potentiel - pH) !
Rebonjour,
Je vais te donner un exemple d'ajustement en milieu basique mais tu n'auras normalement pas à en faire dans tes années lycées sauf si le nouveau programme l'impose ou que tu fais olympiades …
Ex:
Je tire l'exemple d'un couple que tu connais je pense: le permanganate avec un exercice qui me fait comprendre que l'ajustement devra être en basique. Mais avant il faut l'ajuster en acide afin de l'équilibrer. Une fois ceci fait comme je l'ai dit plus haut tu rajoute des HO- afin d'annuler des H+ ce qui donne:
Couple en milieu acide : (h+ entre parenthèses pour ne pas confondre avec l'addition)
MnO4- = Mn2+ + 4H2O
MnO4- + 8(H+) = Mn2+ + 4H2O
MnO4- + 8(H+) + 5e = Mn2+ + 4H2O
Maintenant équilibrons en milieu basique mais le couple change un peu on nous le dit dans la consigne (parfois c'est le même couple mais c'est une question de stabilité);
MnO4- + 4(H+) + 5e = MnO2 + 2H2O
MnO4- + 4(H+) + 4HO- + 5e = MnO2 + 2H2O + 4HO-
MnO4- + 4H20 + 5e = MnO2 + 2H2O + 4HO-
MnO4- + 2H20 + 5e = MnO2 + 4HO-
Voilà le procédé, tu ajoutes autant de HO- qu'il y a de H+ et bien sûr des deux côtés les HO- sinon pas équilibré !
Bonne journée !
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