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redox ionique vers non ioniques



  1. #1
    lau4321

    redox ionique vers non ioniques


    ------

    Bonjour, j'ai quelques difficultés à comprendre le principe de certains exercices qui me sont demnadés.
    Exemple:
    1. Le soufre dans du nitrate d'hydrogène. On forme du dioxyde d'azote et des ions sulfates.
    Equation ionique?
    Eqution non ionique?
    2. Le dioxyde de soufre décolore le permanganate de K.
    Equ. ionique?
    Equation non ionique?
    3.Le dioxyde de soufre réduit le bichromate de K. On forme des ions sulfates. L'acide utilisé si nécessaire est le sulfate d'hydrogène.
    Equation ionique?
    Equation non ionique?
    4.L iodure d'Al (III) est oxydé en diode par le sulfate d hydrogène concentré et chaud. oxydés il y a dégagement de H2S. Acide utilisé si nécessaire : sulfate d'hydrogène.
    Equation ionique?
    Equation non ionique?

    Est ce que quelqu'un peut m'aider à maitriser ce genre d'exercices?
    Merci

    -----

  2. #2
    moco

    Re : redox ionique vers non ioniques

    1ère équation : Soit à équilibrer
    ... S + ... HNO3 --> ... NO2 + ... H2SO4,
    étant entendu qu'il y aura encore des molécules d'eau à rajouter soit à gauche soit à droite, et peut-être des ions H+.
    Pour trouver l'équation ionique, on établit d'abord des demi-équations en ne s'occupant que de l'atome qui change de degré d'oxydation. Il y aura deux demi-équations, dont on devra faire la somme à la fin.
    La 1ère demi-équation sera relative à l'atome S, et la 2ème à l'atome N.

    Allons-y avec la 1ère. Elle aura en tout cas à gauche S, et à droite le ion SO42-. Mais il faudra compléter les atomes O, qui sont en nombre de 4 à droite, en rajoutant 4 H2O à gauche. Cela aura pour conséquence qu'il y aura trop de H à gauche (8 H), et qu'il faudra mettre alors 8 H+ à droite. Pour équilibrer les charges, il faudra encore ajouter des électrons. Cela donne successivement :
    S + 4 H2O + .. --> SO42- + ..
    S + 4 H2O + .. --> SO42- + 8 H+ + ...
    S + 4 H2O --> SO42- + 8 H+ + 6 e-

    On fait pareil pour la 2ème demi-équation. Cela fait successivement :
    NO3- + .... ---> NO2 + ...
    NO3- + ... ---> NO2 + H2O
    NO3- + 2 H+ + ... ---> NO2 + H2O + ...
    NO3- + 2 H+ + e- ---> NO2 + H2O.

    Maintenant que tu as tes deux demi-équations, tu en fis la somme ne faisant attention à multiplier tous les coefficients de la deuxième par 6, pour qu'il y ait autant d'électrons créés, que d'électrons consommés. Tu additionnes donc :
    S + 4 H2O --> SO42- + 8 H+ + 6 e-
    et :
    6 NO3- + 12 H+ + 6 e- ---> 6 NO2 + 6 H2O.
    Cela donne une équation tout à fait redoutable :
    S + 4 H2O + 6 NO3- + 12 H+ + 6 e- ---> 6 NO2 + 6 H2O + SO42- + 8 H+ + 6 e-

    Mais on peut la simplifier en enlevant les 6 e- qui sont à gauche et à droite, puis en soustrayant aussi tant à gauche qu'à droite 4 H2O et 8 H+. Cela donne l'équation finale sous forme ionique :
    S + 6 NO3- + 4 H+ ---> 6 NO2 + 2 H2O + SO42-

    Le problème 1 est donc fini. Il reste à faire disparaître les ions pour mettre cette dernière équation sous forme moléculaire. A gauche il y a 4+ et 6 moins. Il faut faire en sorte qu'il y en ait le même nombre, en rajoutant 2 H+ à gauche (et aussi à droite).- Il y aura alors de quoi faire 6 HNO3 à gauche eet H2SO4 à ddroite. Cela donnera :
    S + 6 HNO3 --> 6 NO2 + 2 H2O + H2SO4

    Ton problème 1 est fini. Fais de même pour les problèmes 2, 3 et 4.

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