Bonjour
J'ai cette équation à équilibrer en milieu basique et je n'arrive vraiment pas à la faire!
HSO3 + IO3 = I2 + SO4-
J'ai identifié mes 2 demi-réactions
Oxydation: HSO3 = SO4- + 2e-
Réduction: IO3 + 6e- = I2
Après ça, je suis tout mélangé. Plusieurs méthodes différentes se promènent dans ma tête et m'empêchement d'avancer. Je sais qu'il faut équilibrer avec des H2O et des OH-
De l'aide serait grandement appréciée!
Merci beaucoup et passez une belle journée!
Salut !
Déjà, tes demi équations ne sont pas équilibrées.
Ensuite, c'est pas plutôt SO42- ?
Et IO3, t'es bien sûr qu'il n'a pas de charges ?
En effet, IO3 possède une charge négative...
Essaye tes demis équations avec cette donnée la.
[QUOTE=landry09;2394129]Bonjour
J'ai cette équation à équilibrer en milieu basique et je n'arrive vraiment pas à la faire!
HSO3 + IO3 = I2 + SO4-
J'ai identifié mes 2 demi-réactions
Oxydation: HSO3 = SO4- + 2e-
Réduction: IO3 + 6e- = I2
- comment es tu arrivé à ces demi-équations redox ?
- il faut faire attention aux charges IO3- ....
- on va écrire ensemble la demiéquation redox IO3- / I2
2 IO3- = I2 et on doit mettre des électrons et eventuellement de l'eau des ions H+ ou des ions OH-
C'est souvent plus facile avec eau et H+ allons y
2(IO3) - + 12H+ + 10e- = I2 + 6 H2O tout va bien
Comme on est en milieu basique on ne va pas faire intervenir les H+ mais les OH- , pour cela on on va additionner à gauche et à droite 12OH-
2 (IO3) - + 12H+ + 12OH- + 10e- = I2 + 6H2O + 12 OH-
H+ + OH- donne H2O
Donc équation finale :
2 (IO3) - + 10e- + 6 H2O = I2 + 12 OH- et on verifie que tout va bien !
Bonjour
Avant tout, merci pour ton aide mais j'ai quelques questions encore
Premièrement, qu'est-ce que ça l'aurait changé si c'était en milieu acide?
Deuxièmement, jusqu'à présent, nous avons seulement équilibré la demi-équation de la réduction? Alors, il reste celle de l'oxydation?
Merci et passe une belle journée!
En milieu acide il suffit de remplacer les H2O par des H3O+ et les HO- par de H2O !!
- si on est en milieu acide on fait intervenir H2O et H+
- équilibrer la réaction d'oxydation revient au même qu'élibrer la réaction de réduction : on ecrit une demi équation redox dans laquelle un reducteur se transforme en oxydant + electrons ( c'est l'oxydation ) ou la réaction inverse dans laquelle un oxydant + electrons donne un reducteur ( c'est la reduction )
- une demi équation redox est une équation fictive car les électrons ne restent pas libres donc ce que l'on va rencontrer dans la réalite c'est une reaction du genre Oydant 1 + Reducteur 2 -> oxydant 2 + Reducteur 1 dans laquelle les électrons emis par reducteur 2 sont captés par Oxydant 1
Pourquoi est-ce que dans le IO3/I2, il y a 10e-et non 5e- ?
Finalement, j'ai utilisé le 10e- et j'ai réussi à l'avoir
ça me donne:
18H+ + 10e- + 2IO3 - = I2 + 6H3O+
Mes charges sont +6 de chaque bord
Pour l'autre demi réaction, j'ai
H3O+ + HSO3 = SO42- + 1e- + 4H2O
Mes charges sont +1 de chaque bord, mais mes H et mes O ne sont pas équilibrés, je n'arrive pas à le faire. Est-ce que cela pourrait m'empêcher d'arriver à la réponse?
Merci encore de votre aide
Ça ne serait pas HSO3- plutôt ?
H+ est en réalité dans l'eau sous forme H3O+ alors ou on met H+ ( pour simplifier , sous entendu H3O+ ) ou on met H3O+ ( plus lourd mais plus juste )
ta deuxième réaction ne va pas d'abord parce c'est HSO3 -
Si tu es en milieu basique les H+ réagissent avec autant de OH- pour donner de l'eau donc il faut écrire tes couples redox autrement .... vois tu comment ?
c'est HSO3 - + H2O = SO4 2- + 2e- + 3H+ que tu peux écrire , si tu as en milieu acide HS3 - + 4 H2O = SO4 2- +2 e- + 3 H3O +
ta première réaction est mal écrite ( mais cela n'est pas grave )
c'est 12H+ + 10e- + 2 IO3 - = I2 + 6H2O ou
12 H3O++ 10e- + 2IO3 - = I2 + 18 H2O
