Oxydoréduction milieu acide et basique

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WalterWhite2
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Oxydoréduction milieu acide et basique

Message par WalterWhite2 » dim. déc. 31, 2017 8:48 pm

Bonsoir,

Je cherche une explication au lien entre potentiel d'oxydoréduction et l'acidité ou la basicité du milieu.

Ce que je comprends, c'est que quand on a un milieu acide, on peut faire intervenir H+ dans les réactifs, car H+ est présent en masse. Mais pourquoi dans une solution acide une réaction avec une électrolyse ne produirait pas (donc dans les produits) des ions HO- ? Si on a de l'eau avec une forte concentration de H+, pourquoi 2 H2O + 2e- ( ces électrons viennent d'une électrode) => H2 + 2OH- ne pourrait pas se produire ? En gros, en quoi la présence de H+ dans l'eau empêche l'eau de se casser pour former un ion HO- ?

Plus simplement, quelle est la raison chimique qui explique qu'une équation s'oriente plutôt vers ce couple H+/H2 que ce couple H2O/H2 ?
En dehors du fait que un électron s'apparie mieux sur un ion que sur une molécule neutre bien sûr, je cherche vraiment en quoi la basicité ou l'acidité d'un milieu influe sur la réaction
L'électrode est entourée d'ions H+ et de molécules d'eau, mais que représente la table des potentiels d'oxydoréduction alors, faut-il prendre en compte les 2 facteurs pour savoir quelle réaction aura lieu prioritairement ?

Merci à vous et bonne soirée

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Hibiscus
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Re: Oxydoréduction milieu acide et basique

Message par Hibiscus » dim. déc. 31, 2017 10:52 pm

WalterWhite2 a écrit :
dim. déc. 31, 2017 8:48 pm
pourquoi dans une solution acide une réaction avec une électrolyse ne produirait pas (donc dans les produits) des ions HO- ? Si on a de l'eau avec une forte concentration de H+, pourquoi 2 H2O + 2e- ( ces électrons viennent d'une électrode) => H2 + 2OH- ne pourrait pas se produire ? En gros, en quoi la présence de H+ dans l'eau empêche l'eau de se casser pour former un ion HO- ?
Déjà, le HO- produit mangerait le H+ en excès et réformerait donc la flotte. Écrire donc la forme HO- n'a aucun sens puisque l'espèce ne peut exister. (temps de vie plus court que temps de réaction..)
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WalterWhite2
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Re: Oxydoréduction milieu acide et basique

Message par WalterWhite2 » lun. janv. 01, 2018 11:09 am

Ah oui c'est vrai ça, mais le fait que le HO- disparaisse en moins d'une seconde empêche quand même la réaction de se faire ? J'admet qu'on ne puisse pas l'écrire, mais au niveau énergétique, peut être que la raison se trouverait dans le fait que H+ est un meilleur oxydant que H2O si on regarde les potentiels d'oxydoréduction ..

Je sais pas si ce que je dis a du sens donc je viens demander.


Encore merci à vous.

WalterWhite2
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Re: Oxydoréduction milieu acide et basique

Message par WalterWhite2 » jeu. janv. 04, 2018 4:12 pm

Je me permet de relancer le sujet pour avoir une réponse à mon dernier post, merci beaucoup

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Néodyme
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Re: Oxydoréduction milieu acide et basique

Message par Néodyme » sam. janv. 06, 2018 6:28 pm

"2 H2O + 2e- ( ces électrons viennent d'une électrode) => H2 + 2OH-"
Tu peux écrire ça même en milieu acide.
Mais alors les OH- sont impliqués dans la réaction OH- + H+ = H20, de constante >>1. Il y a donc deux réactions.
En sommant les deux tu obtiens
2H+ + 2e- => H2,
qui rend du coup mieux compte de ce qu'il se passe.

Mais tu y verras aussi peut-être plus clair quand tu feras les diagrammes E-pH.

A noter aussi que quand on écrit la formule de Nernst, il faut l'écrire pour la demi-équation avec des H+, car c'est pour cette demi équation là que sont tabulés les E^0.

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Néodyme
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Re: Oxydoréduction milieu acide et basique

Message par Néodyme » sam. janv. 06, 2018 6:32 pm

Hibiscus a écrit :
dim. déc. 31, 2017 10:52 pm
Déjà, le HO- produit mangerait le H+ en excès et réformerait donc la flotte. Écrire donc la forme HO- n'a aucun sens puisque l'espèce ne peut exister. (temps de vie plus court que temps de réaction..)
Ben si ça a un sens, HO- existe. On n'est pas en train de parler d'un solide qui n'est pas présent. HO-(aq) est présent, même en petite concentration, donc on peut écrire la réaction HO- + H+ = H20 et dire que K0=Qr.

"(temps de vie plus court que temps de réaction..)"
Ça ne veut rien dire ça non ?

WalterWhite2
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Re: Oxydoréduction milieu acide et basique

Message par WalterWhite2 » sam. janv. 06, 2018 11:03 pm

Merci, mais du coup , ça relance le sujet, que se passe t’il à la cathode ?

Mon hypothèse aurait été de dire dire que puisque H+ est un meilleur oxydant que H2O, le potentiel d’oxydoréduction nous permet de régler le problème en disant que la réaction favorisée est celle qui implique 2H+ +2e => H2 ; plutôt que 2H2O + 2e => H2 + 2 HO-.

Je vous demande confirmation au cas où j’aurais pas vu un détail.


En relisant votre post je me Disait que finalement il faudrait voir si en TP le niveau d´eau augmente

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Néodyme
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Re: Oxydoréduction milieu acide et basique

Message par Néodyme » dim. janv. 07, 2018 12:47 pm

Tu te poses un peu trop de questions...

"Mon hypothèse aurait été de dire dire que puisque H+ est un meilleur oxydant que H2O"
Cette phrase ne veut rien dire. Sur quoi tu te bases pour dire que "H+ est meilleur oxydant que H20" ?

Il y a deux possibilités d'écriture de la réaction, parce qu'on peut ajouter ou retrancher la réaction d'autoprotolyse de l'eau HO- + H+ = H20, parce qu'on est dans l'eau et que cette réaction a toujours lieu.
Mais on peut faire ça avec *toutes* les demi équations d'oxydoréduction ! pas que celle-ci. Pourquoi d'habitude ça ne te pose pas de problème ?

Il y a deux possibilités d'écriture de la réaction, et on privilégie celle qui est représentative des espèces présentes. Donc avec des H+ si le pH est plutôt <7, avec des HO- s'il est plutôt >7.

WalterWhite2
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Re: Oxydoréduction milieu acide et basique

Message par WalterWhite2 » dim. janv. 07, 2018 11:34 pm

C'est bon j'ai compris ! merci

Pour le potentiel d'oxydoréduction, je pensais quand même pouvoir m'en servir car H+ est plus enclin à attirer un électron qu'une molécule neutre d'eau (même polarisée)

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