Réaction redox

[invite471b23b1]

Bonjour,

Je suis entrain de réviser les réactions redox et je bloques sur un exercice. J'ai déjà posté un thread pour un problème que j'avais eu avec les acido-basiques et ca m'avais beaucoup aidé du coup je me retournes vers vous..

Je dois établir l'équation-bilan de l'équation redox suivante :

MnSO₄ + S + KOH → KMnO₄ + K₂S + H₂O + K₂SO₄

J'ai établi les demi-équations, MnSO₄ → KMnO₄ et S → K₂S

Mais je pense que c'est faux, déjà parce que je ne comprends pas pourqoui le soufre n'est pas sous sa forme diatomique dans les réactifs, je sais aussi que la plupart des composés sont des sels et je ne sais pas quoi faire avec...

Merci d'avance de me lire
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[petitmousse49]

Bonsoir
Les potentiels standard des couples susceptibles d'intervenir sont à 25°C :
1,51V pour MnO₄^-/Mn²⁺
-0,43V pour S/S^2-
La classique règle du "gamma" prévoit une réaction quasi totale entre les ions permanganate en milieu acide et les ions sulfure et l'absence de réaction entre les ions manganèse et le soufre dans la mesure où la constante d'équilibre thermodynamique de cette dernière réaction est extrêmement petite devant 1.
Tu travailles peut-être dans des conditions très particulières mais cela me semble tout de même étonnant...

[Kemiste]

Bonjour.

L'équation bilan que tu donnes n'est pas équilibrée. Comment l'as-tu déterminée ?

J'ai établi les demi-équations, MnSO₄ → KMnO₄ et S → K₂S

Ces demi-équations ne sont pas équilibrées et ne font pas apparaître les électrons. Tu dois commencer par identifier les deux couples. Il n'est pas nécessaires de faire apparaître les ions spectateurs. Si on prend le souffre, d'un coté tu as "S" et de l'autre "K₂S". En solution tu as donc S et S^2-. Tu peux donc écrire la demi-équation correspondante. Tu dois appliquer le même raisonnement pour "Mn" et n'oublies pas que tu es en milieu basique pour équilibrer en "O".

[invite471b23b1]

Bonjour,

Merci beaucoup pour vos réponses. Dois-je me poser la question du potentiel standard pour équilibrer les équations redox ou cela ne rentre en compte uniquement lorsqu'on me demande si une réaction spontanée est possible entre tel et tel composés/éléments.. ?

Pour les demi-équations, je ne les avait pas encore équilibrées.. j'ai juste calculé les nombres d'oxydation puis regardé où ils changaient entre les réactifs et les produits. Mais lorsqu'on équilibre une redox, est-ce normal que certaines molécules ne se trouvent pas dans les demi-équations ? Je ne trouve rien dans mon manuel qui ressemble à cela, j'ai commandé le suivant peut-être sera-t-il plus adapté pour cette redox... les autres réactions d'oxydorédcution qui se trouvent dans mes questions ne me posent pas de problème...

Pour les formes réduites et oxydées, je comprends leur définition mais je n'arrive pas à les utiliser pour prouver qu'une réaction redox peut se produire. Par exemple : prouver qu'il y a une réaction en plongeant un morceau de fer dans de l'acide chloridryque :

Fe²⁺ + 2e^- ↔ Fe
2H⁺ + 2e^- ↔ H₂

Comment puis-je prouver que la réaction peut avoir lieu grâce au potentiel standard?

Merci encore pour votre aide...

[A voir en vidéo sur Futura]

[petitmousse49]

Les potentiels standard à 25°C valent :
0V pour H⁺/H₂
-0,4V pour Fe²⁺/Fe
Dès que l'écart de potentiels dépasse 0,1V environ, on peut considérer la réaction comme quasi totale entre l'oxydant le plus fort des deux couples et le réducteur de l'autre couple. Comme le pouvoir oxydant est d'autant plus fort que le potentiel standard est élevé, la réaction est quasi totale entre l'oxydant du couple au potentiel standard le plus élevé et le réducteur de l'autre couple.
Ici, la réaction est quasi totale entre H⁺ et le fer. On obtient une réaction quasi totale entre l'acide chlorhydrique et le fer avec dégagement de dihydrogène et formation d'ions fer(II).

[moco]

Bonsoir,
Inutile de chercher à équilibrer cette équation, car elle est fondamentalement impossible. Aucune réaction n'est capable de former à la fois KMnO4 et K2S, car ces deux produits s'excluent l'un l'autre. KMnO4 oxyde facilement K2S.