Redox, problème d'énoncé

[invite961fbfb2]

Bonsoir,

Je suis en train de me torturer l'esprit depuis pas mal de temps sur cet énoncé et j'avoue ne pas savoir ce qu'on attend exactement.

Pourriez-vous simplement me dire ce que signifie l'exercice ? M'expliquez quoi faire parce que je patauge complètement. En fait, je ne comprends pas la question posée.

Les couples redox intervenant (par ordre de potentiel normal décroissant) :
IO₃^-/I₂ > I₂/I^- > S₄O₆^2-/S₂O₃^2-

Ecrire les réactions redox suivantes :
¤ (K⁺,IO₃^-) + (K⁺,I^-) + (2H⁺,SO₄^2-)

Je passe les autres, je voudrais simplement qu'on m'explique ce que je dois faire D'où sortent les K+ ? Que veut dire "écrire la réaction suivante" ? D'habitude, je cherche les couples d'une réaction, les demi-équations et l'équation bilan. Mais là ? Simple problème d'énoncé qui me bloque complètement.

Merci de votre lumière !
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[invite19431173]

Salut !

Ben moi, j'ai l'impression que tu dois écrire les demi équations... avec un contre ion positif... qui ne sert à rien... Mais il a l'air plutôt mal formulé cet exercice...

[invite961fbfb2]

Merci pour ta réponse Benjy !

En fait j'ai demandé à mon prof et comme j'ai compris il s'agit de l'équation finale que je dois obtenir
Va falloir que je creuse un peu tout ça...

[invite961fbfb2]

Je reviens par ici... après maintes et maintes tentatives, je n'y arrive toujours pas

Voici ce que j'ai fais :

I₂ + 6H₂O = 2IO₃^- = 12H⁺ + 11 e^-
I₂ + 2e^- = 2I^-
______________________________
I₂ + 6H₂O = 4IO₃^- + 24H⁺ + 22e^-

Mais bon, ça ne m'avance à rien.. Je ne sais même pas ce que je cherche
J'en appelle à votre aide, merci d'avance.

[A voir en vidéo sur Futura]

[moco]

Avant de te répondre, je te prie de vérifier toujours que les équations que tu écris aient toujours le même nombre d'atomes de chaque sorte à gauche et à droite de la flèche pour n'importe quelle équation que tu écris, et le même nombre de charges. Ce n'est pas toujours le cas dans tes équations, qui violent donc le principe numéro 1 de la chimie : la conservation de la matière.

Bon. Allons-y ! Je recopie ta demande :
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Ecrire les réactions redox suivantes :
¤ (K+,IO3-) + (K+,I-) + (2H+,SO42-)
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Ceci veut dire que tu disposes de trois produits chimiques qui sont :
- KIO3 (qui dans l'eau forme les ions K+ et IO3-),
- KI (qui dans l'eau forme les ions K+ et I-)
- H2SO4 (qui dans l'eau forme les ions H+ et SO4^2-).

Avec cela, il faut trouver une équation redox, donc une équation où il y ait production et transfert d'électrons.
L'un de ces ions va donner des électrons, et l'autre les consommer.

Le seul ion qui peut donner des électrons est I-, qui va devenir I2. Il faut faire intervenir 2 I-, et la demi-équation est : 2 I- --> I2 + 2 e-
Le seul ion qui peut accepter des électrons est IO3^-. Seulement voilà. Il ne peut en accepter que 6 à la fois, à cause de l'équation :
IO3^- + 6 H+ + 6 e- --> I- + 3 H2O

La 1ère demi-équation fournit 2 électrons, et la 2ème en consomme 6. Cela ne va pas. Il faut trouver le moyen de créer 6 électrons. Facile ! Il suffit d'engager 3 fois plus de ions I-, donc 3 fois 2 = 6 ions I-.

On superpose ces deux demi-équations, contenant toutes deux le même nombre d'électrons.
.........................6 I- --> 3 I2 + 6 e-
IO3^- + 6 H+ + 6e- --> I- + 3 H2O

On additionne tout ce qui est à gauche d'abord, eet tout ce qui est à droite ensuite. Cela donne :
6 I- + IO3^- +6 H+ +6 e- -->3 I2 + I- +3 H2O +6 e-

On peut biffer les 6 e- et un I- qui apparaissent des deux côtés de la flèche. Il reste :
5 I- + IO3^- + 6 H+ --> 3 I2 + 3 H2O

C'est fini. Tu peux vértifier que toutes ces équations ont toujours le même nombre d'atomes de chaque sorte à gauche et à droite de la flèche.

Maintenant il y a des prof qui veulent savoir ce que deviennent les ions comme K+ et SO4^2-, qui n'ont pas participé à l'opération, et qui sont donc toujours présent dans la solution finale.
Comme les 5 I- proviennent de la dissolution de 5 KI, et le ion IO3^- provient de la dissolution de 1 KIO3, il reste 5+1 = 6 ions K+ en solution.
De même les ions H+ proviennent de H2SO4. On a dû donc engager 3 H2SO4 pour produire les 6 H+ de l'équation. Il reste 3 ions SO4^2- en solution, qui sont comme les K+ : ils n'ont pas participé à la réaction, mais ils sont toujours là.
Ces 6 ions spectateurs K+ et les 3 SO4^2- se recombineront à la fin, si on fait évaporer la solution, et ils donneront 3 K2SO4.

Est-ce que tu as compris ?

[chimiste02]

Bonjour,

Dans la réaction suivante: H2+ S --> H2S , l'élément réduit est le soufre ou l'hydrogène ou aucun des 2 ? Comment dois je procéder pour le savoir. Je sais que l'élément réduit subit une oxydation, et perd des électrons mais après je ne sais comment continuer.

Si quelqu'un pouvait me répondre...

[CN_is_Chuck_Norris]

Je sais que l'élément réduit subit une oxydation, et perd des électrons

bonjour,
tu es sûre?
quand tu oxydes qque chose, cette chose subit une oxydation (elle lâche des électrons). quand tu réduis qque chose, elle subit une réduction (elle gagne des électrons).
dans H2 + S => H2S,
l'hydrogène est au DO (0) et il passe au DO (+I) il a donc perdu des électrons il est donc oxydé (H2 est le réducteur)
le soufre passe de DO (0) à DO (-II), il gagne des électrons, il est donc réduit (S est l'oxydant).

Pour faire simple, pour cette réaction, tu peux remplacer S par 1/2 de O2

[molecule10]

H2 + S ====== H2S

H passe du produit d'oxydation 0 à +1 ( donc il s'oxyde par perte d'un électron )

S passe du produit d'oxydation 0 à -2 ( donc il se réduit par gain de 2 électrons )


Dans la réaction il faudra donc 2H (=2 electrons) qui seront donnés à 1S.


H = le réducteur S = l'oxydant

[chimiste02]

Et c'est tout de suite plus clair!! Je suis même arriver tous les autres exercices.

Merci à vous 2