Chimie minérale: Les rédox

[invitef8302f97]

Bonjour à toutes et à tous, j'ai quelques problèmes avec 2 équations rédox

Voici mon développement:

Sb2O3 + KMnO4 => Sb(OH)6{-} + MnO4 {2-}

Demi-équation d'oxydation: Sb2O3+ 6 OH{-} => 2Sb(OH)6{-} + 4e{-} + -3 H2O

=> Voici ce que j'ai trouvé grâce à un équilibreur d'équation chimique en ligne. Puis-je passer le -3 H2O de l'autre coté pour qu'il soit positif?

Il n'y a qu'à la demi-équation d'oxydation que je coince, la réduction est plutôt facile


Merci d'avance pour votre réponse!

C'est assez urgent donc si quelqu'un aurai la gentillesse de m'aider, ce serai très gentil
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[Duke Alchemist]

Bonsoir.

Et en passant par là, que trouves-tu comme demi-équation ?

Cette réaction se produit-elle en milieu basique ou acide ? (Y a-t-il une précision dans l'énoncé ?)

Duke.

[invitef8302f97]

J'y suis déjà passé, juste que je n'arrives pas à avoir autre chose que le -3..

Non, ce n'est pas précisé mais on le sous-entendu car quand du MnO4{-} deviens du MnO4{2-}, c'est en milieu basique.

Merci de m'aider!

[Duke Alchemist]

Re-

Je ne trouve pas la même demi-équation...
N'y aurait-il pas une erreur au niveau de Sb(OH)₆^- ?

Duke.

[A voir en vidéo sur Futura]

[invitef8302f97]

Non, c'est correct, on m'a donné les équations là afin de les résoudre mais j'ai super dur..

On ne peux pas avoir d'H2O de l'autre coté, tout simplement?

[Duke Alchemist]

Re-

Bien sûr que si, le "-3H₂O" peut être transféré de l'autre côté en devenant un réactif.

Rectification, je trouve bien (grosse bourde avant )
Sb₂O₃ + 9H₂O = 2Sb(OH)₆^- + 6H⁺ + 4e^-

Si tu ajoutes des HO- deux côtés (autant qu'il y a de H+), et simplification par H2O tu obtiens :
Sb₂O₃ + 3H₂O + 6HO^- = 2Sb(OH)₆^- + 4e^-

Duke.

EDIT : Le but est de t'entraîner à les faire et pas de demander à un solveur de te le faire...
voir méthode au lien proposé au message #2

[invitef8302f97]

Niquel, Merci beaucoup! J'ai une autre équation à vous montrer, si ça ne vous dérange pas trop..

La voici:

Ag2O + Zn => Zn(OH)4 {2-} + Ag (Basique)

Voici ma demi-équation d'oxydation: Zn+ 4OH{-}=>Zn(OH)4{2-}+ 2e{-}

Ici, j'ai supprimé H2O de l'autre côté car sinon, on a des valeurs infiniment grande d'après mon calculateur en ligne, je ne sais pas si vous êtes du même avis..



Edit: Le truc, c'est que je n'ai jamais rencontré ce cas de figure, je n'avais donc pas envisager le -3H2O qui va de l'autre côté. :/
J'ai bien galéré avant d'aller voir le solveur, ne vous inquiété pas

[Duke Alchemist]

Re-

Je ne sais pas ce que veut dire ton calculateur avec des valeurs infiniment grandes, mais de mon côté, je trouve bien la même demi-équation que la tienne (avec la "méthode à la main").
Que trouves-tu pour la réduction de Ag2O ?

Duke.

[invitef8302f97]

En gros, on peut ne pas mettre H2O si nécessaire?

La réduction, j'ai:

2Ag{+} + 2e- => Ag

Cela est-t'il correct?

[Duke Alchemist]

Pour moi, le couple mis en jeu est Ag₂O/Ag et non Ag⁺/Ag...

Mais si tu suis bien la méthode proposée, il n'y a aucune difficulté.
Il n'y a pas de quoi galérer (si ce n'est quand on ne sait pas compter correctement... ce qui m'est arriver tout à l'heure ).

Duke.

[invitef8302f97]

Donc, tu dirai que Ag2O n'est pas ionisable?

J'ai encore un problème (Je sais, je suis assez casse-pieds mais bon, j'ai soif de savoir ):

"Le vin blanc est composé de dioxyde de soufre, un employé pense qu'il peut mesurer la quantité de soufre à l'aide de I2, Son patron doute, peut-tu l'aider?"

Pour moi, le dioxyde de soufre est un antioxydant (Ou antisceptique?) et les couples redox concerné est SO2/SO4{2-} et I2/I{-}

Le reste, je ne sais pas trop, pouvez vous m'aiguiller?

[Duke Alchemist]

Je n'ai pas dit que Ag2O n'était pas ionisable mais l'espèce Ag2O existe et ici il faut faire avec.

Le diiode a la particularité d'être coloré.
Si tu trouves la réaction qui permet la réduction du diiode avec les espèces proposées c'est l'employé qui a raison dans le cas contraire, c'est le patron
N'oublie pas ce qu'est une réaction d'oxydoréduction

Duke.

[invitef8302f97]

En gros, je dois trouver si I2 réagis avec SO2?

Comment je pourrais trouver ça? Grâce aux couples I2/I- Et SO2/SO4{2-}?

Je ne sais pas trop comment formuler ma réponse..

[Duke Alchemist]

En gros, je dois trouver si I2 réagis avec SO2?

Comment je pourrais trouver ça? Grâce aux couples I2/I- Et SO2/SO4{2-}?

En effet.
Pour qu'une réaction d'oxydoréduction ait lieu, il faut ...

[invitef8302f97]

Quand je regarde le tableau des couples redox, je remarque que I2 est au dessus de SO2, il est donc meilleur oxydant et donc, il y a réaction, je me trompe? Ce qui fait que c'est l'employé qui a raison.

[Duke Alchemist]

Bonjour.

Certes le potentiel standard de I₂/I^- est au-dessus de celui de SO₂/SO₄^2- mais peut-il y avoir réaction entre les espèces soulignées (qui sont les réactifs) ?
C'est la définition même d'une réaction d'oxydoréduction.

Duke.

[invite385f645b]

Bonjour Duke,

Oui, en effet il y peu y avoir réaction. I2 est un oxydant donc il peut être réduit et SO2 est un réducteur donc il peut être oxydé. Mais pour que la réaction se fasse il faut que ton couple qui contient ton oxydant (I2) est un potentiel standard E° supérieur à ton couple qui contient le réducteur (SO2) pour qu'il puisse y avoir transformation.

I2/I- E°=0,536
SO42-/SO2 E°=0,17

Il peut donc y avoir réaction.

voilà un document qui donne un bon nombre de potentiel standard (http://pcm13.free.fr/FAC/TP/tableredox.pdf)

[Duke Alchemist]

Bonjour rododu27.

Je m'étais fié aux couples indiqués par Zoha sans les vérifier (honte à moi) et comme on écrit l'oxydant avant le réducteur dans le couple, eh bien je me suis fait avoir...

Donc, si on reprend, on a bien les couples I₂ / I^- et SO₄^2- / SO₂ et là les espèces (ici soulignées) peuvent réagir ensemble.
Ce qui me gênait, c'est qu'au début il y avait deux oxydants du coup cela ne se faisait pas.

Merci de cette rectification rododu27

Duke.

[invite385f645b]

De rien. En effet la convention est d'écrire les couples redox. Avec l'oxydant en premier et le réducteur en deuxième. Au pire si c'est un couple que tu ne connais pas tu calcules les degrés d'oxydations. L'oxydant est toujours plus oxydé que le réducteur. Ou alors tu écris les demi-équations et comme les électrons sont toujours du coté de l'oxydant, il n'y a plus de confusion possible.

Bonne continuation.