SOS physique-chimie

Bonjour,

Voici un énoncé :
L'ion thiosulfate S2O3 (2-) réagit avec l'ion iodure I-. Écrire l'équation de la réaction d'oxydoréduction correspondant aux deux couples : I2/I- Et. S2O3 (2-)/S4O6 (2-)


Je sais que la réponse est 2S2O3 (2-) + 2I- -------->. S4O6(2-) + I2. Mais je n'arrive pas à la comprendre.

Merci d'avance pour votre aide.

Bonjour Morgane.

Voici un énoncé :
L'ion thiosulfate S2O3 (2-) réagit avec l'ion iodure I-. Écrire l'équation de la réaction d'oxydoréduction correspondant aux deux couples : I2/I- Et. S2O3 (2-)/S4O6 (2-)

Pour obtenir l'équation de la réaction d'oxydoréduction, il faut pas à pas suivre toujours les mêmes étapes (donc si vous connaissez les étapes à suivre l'obtention de l'équation ne présente pas de difficultés insurmontable)

Commençons par un explication, et par un rappel de cours.

Vous avez les couples ox/réd qui réagissent.
Je vous rappelle que l'oxydant d'un couple doit réagir avec le réducteur d'une autre couple.
L'énoncé précise que \({ S }_{ 2 }{ O }_{ 3 }^{ 2- }\) réagit avec \({ I }^{ - }\) et vous donne les deux coules ox/réd \({ I }_{ 2 }/{ I }^{ - }\) et \({ S }_{ 2 }{ O }_{ 3 }^{ 2- }/{ S }_{ 4 }{ O }_{ 6 }^{ 2- }\).
L'oxydant \({ S }_{ 2 }{ O }_{ 3 }^{ 2- }\) réagit avec le réducteur \({ I }^{ - }\).
Evidemment l'oxydant est réduit en \({ S }_{ 4 }{ O }_{ 6 }^{ 2- }\) tandis que le réducteur est oxydé en \({ I }_{ 2 }\).

Venons en (enfin ?) à la méthode à suivre pour écrire cette équation.

Ceci rappelé pour obtenir l'équation de la réaction vous devez écrire les deux équations électroniques de chacun des couples.
Donc écrire l'équation électronique de la réduction de \({ S }_{ 2 }{ O }_{ 3 }^{ 2- }\) en \({ S }_{ 4 }{ O }_{ 6 }^{ 2- }\).
Et l'équation électronique de la réaction de l'oxydation de \({ I }^{ - }\) en \({ I }_{ 2 }\).

Comment faire ?

Pour l'équation de la réduction \({ S }_{ 2 }{ O }_{ 3 }^{ 2- }\) en \({ S }_{ 4 }{ O }_{ 6 }^{ 2- }\) :
Commencez par "équilibrer" l'élément qui n'est ni O ni H.
Poursuivez en "équilibrant" l'élément O en … rajoutant autant de \({ H }_{ 2 }O\) que nécessaire.
Continuez en "équilibrant" l'élément H en … rajoutant autant de \({ H }^{ + }\) que nécessaire.
Pour finir "équilibrer" les charges en … rajoutant autant d'électrons \({ e }^{ - }\) que nécessaire (il faut que la charge électrique côté de l'oxydant soit la même que celle côté réducteur. Remarque vous allez constater que les électrons se trouvent toujours du côte de l'oxydant ici \({ S }_{ 2 }{ O }_{ 3 }^{ 2- }\).

Même méthode pour l'équation de l'oxydation \({ I }^{ - }\) en \({ I }_{ 2 }\).

C'est à vous de "jouer"

Bonsoir,

En voulant équilibrer cette demi équation je rajoute un coefficient 2 devant S2O3 (2-) mais le problème est que j'ai deux charges négatives en plus à ce moment et que je ne peux rajouter des électrons que du côté de l'oxydant.... Je ne sais pas comment faire.

Merci beaucoup !

Oups ! dans le précédent post des copiés collés rapides et une réflexion insuffisante m'ont fait faire des erreurs :
Quand j'ai écris :

Pour l'équation de la réduction \({ S }_{ 2 }{ O }_{ 3 }^{ 2- } en { S }_{ 4 }{ O }_{ 6 }^{ 2- }\)

Il s'agit de l'oxydation.

Par contre

Même méthode pour l'équation de l'oxydation \({ I }^{ - } en { I }_{ 2 }\).

C'est bien une oxydation.

Une erreur d'énoncé certainement lorsque vous avez écrit :

Je sais que la réponse est 2S2O3 (2-) + 2I- -------->. S4O6(2-) + I2.

Il s'agit plutôt de \({ S }_{ 2 }{ O }_{ 3 }^{ 2- }\quad\) qui réagit avec \({ I }_{ 2 }\)


Vous avez commencé par la réaction d'oxydation de \({ S }_{ 2 }{ O }_{ 3 }^{ 2- }\) en \({ S }_{ 4 }{ O }_{ 6 }^{ 2- }\)
Bon vous venez de faire la première étape : "équilibrer" l'élément chimique qui n'est ni O ni H
Ce qui vous a donné :
\(2{ S }_{ 2 }{ O }_{ 3 }^{ 2- }\quad =\quad { S }_{ 4 }{ O }_{ 6 }^{ 2- }\)
Seconde étape l'élément O … c'est fait pas besoin de rajouter \({ H }_{ 2 }O\)
Troisième étape l'élément H … ici encore c'est fait puisqu'il n'y en a pas, pas besoin de rajouter \({ H }^{ + }\)
Dernière étape … les charges (rappel on doit rajouter des électrons \({ e }^{ - }\) :
Du côte de \({ S }_{ 2 }{ O }_{ 3 }^{ 2- }\) (c'est le réducteur) compte tenu du coefficient 2 on a 4 charge négative. Du côté de l'oxydant \({ S }_{ 4 }{ O }_{ 6 }^{ 2- }\) il y a deux charges négatives.
Donc pour "équilibrer combien faut-il rajouter combien d'électrons ? de quel côté ? Est-ce que cela est conforme avec la remarque que j'ai faites en fin du précédent post ?

Faites de même avec l'autre équation électronique celle de la réduction de \({ I }_{ 2 }\) en \({ I }^{ - }\).

Pour finir, il vous faut additionner les deux équations électroniques en ayant pris soin, si nécessaire, qu'il y ait autant d'électrons dans l'équation électronique de l'oxydation que dans celle de la réduction. Vous allez constater que dans cette réaction oxydoréduction c'est déjà le cas.

C'est-à-dire que s2o3 (2-) est le réducteur et non pas l'oxydant comme je l'avais affiché dans l'énoncé ?

C'est-à-dire que s2o3 (2-) est le réducteur et non pas l'oxydant comme je l'avais affiché dans l'énoncé ?

Oui et comme un réducteur ne réagit qu'avec un oxydant c'est \({ I }_{ 2 }\) qui est l'autre réactif et on obtient donc le réducteur du couple \({ I }_{ 2 }/{ I }^{ - }\) c-à-d \({ I }^{ - }\) ainsi que l'oxydant du couple \({ S }_{ 4 }{ O }_{ 6 }^{ 2- }/{ S }_{ 2 }{ O }_{ 3 }^{ 2- }\) c-à-d \({ S }_{ 4 }{ O }_{ 6 }^{ 2- }\).