Une façon de traiter les déchets consiste parfois à transformer les éléments toxiques en éléments qui le sont moins.
On peut par exemple transformer les ions cyanure \ce{CN^{-}} (toxiques) en ions cyanate \ce{CNO^{-}} (moins toxiques) par adjonction d'une forme complexée des ions periodate \ce{HIO5^{2-}} ou barbotage de dioxygène \ce{O2}.
Quelle est la demi-équation associée au couple \ce{CNO^{-}} / \ce{CN^{-}} ?
À tout couple oxydant / réducteur, on associe la demi-équation électronique d'oxydoréduction suivante :
Ox+n e^{-} = Red
Ici, on fait intervenir les espèces présentes dans l'eau (les ions \ce{H^{+}} et l'eau elle-même) pour équilibrer correctement les charges et les atomes de la demi-équation. Celle-ci s'élabore en plusieurs étapes.
On place de part et d'autre du signe = l'oxydant et le réducteur. On obtient :
\ce{CNO^{-}_{(aq)}} = \ce{CN^{-}_{(aq)}}
On équilibre ensuite les oxygènes par ajout de molécules d'eau :
\ce{CNO^{-}_{(aq)}} = \ce{CN^{-}_{(aq)}} + \ce{H2O_{(l)}}
On équilibre les H par ajout d'ions \ce{H^{+}_{(aq)}} :
\ce{CNO^{-}_{(aq)}} + 2\ce{H^{+}_{(aq)}} = \ce{CN^{-}_{(aq)}} + \ce{H2O_{(l)}}
Enfin, on équilibre les charges par ajout du nombre d'électrons nécessaires :
\ce{CNO^{-}_{(aq)}} + 2\ce{H^{+}_{(aq)}} +2e^{-} = \ce{CN^{-}_{(aq)}} + \ce{H2O_{(l)}}
Quelle est la demi-équation associée au couple \ce{HIO5^{2-}} / \ce{I^{-}} ?
On procède de la même manière que dans la question précédente.
On place de part et d'autre du signe = l'oxydant et le réducteur. On obtient :
\ce{HIO5^{2-}_{(aq)}} =\ce{I^{-}_{(aq)}}
On équilibre ensuite les oxygènes par ajout de molécules d'eau :
\ce{HIO5^{2-}_{(aq)}} =\ce{I^{-}_{(aq)}} + 5\ce{H2O_{(l)}}
On équilibre les H par ajout d'ions \ce{H^{+}_{(aq)}} :
\ce{HIO5^{2-}_{(aq)}} + 9 \ce{H^{+}_{(aq)}} =\ce{I^{-}_{(aq)}} + 5\ce{H2O_{(l)}}
Enfin, on équilibre les charges par ajout du nombre d'électrons nécessaires :
\ce{HIO5^{2-}_{(aq)}} + 9 \ce{H^{+}_{(aq)}} + 8 \ce{e^{-}} =\ce{I^{-}_{(aq)}} + 5\ce{H2O_{(l)}}
Par déduction, quelle est l'équation de l'oxydation des ions cyanure par cette forme complexée des ions periodate ?
Les demi-équations de réactions sont :
- \ce{CNO^{-}_{(aq)}} + 2\ce{H^{+}_{(aq)}} +2e^{-} = \ce{CN^{-}_{(aq)}} + \ce{H2O_{(l)}}
- \ce{HIO5^{2-}_{(aq)}} + 9 \ce{H^{+}_{(aq)}} + 8 \ce{e^{-}} =\ce{I^{-}_{(aq)}} + 5\ce{H2O_{(l)}}
Comme le nombre d'électrons échangés n'est pas le même pour les deux demi-équations, il n'est pas possible de les combiner directement. Il faut multiplier la première par un coefficient de 4 afin d'avoir le même nombre d'électrons échangés dans chacune, c'est-à-dire 8. Après avoir éventuellement réécrit la première dans l'autre sens (car ce sont les ions cyanure qui réagissent), on obtient l'équation de la réaction :
\ce{HIO5^{2-}_{(aq)}} + 4\ce{CN^{-}_{(aq)}} + 9 \ce{H^{+}_{(aq)}} + 4\ce{H2O_{(l)}}\ce{->} \ce{I^{-}_{(aq)}} + 4\ce{CNO^{-}_{(aq)}} + 8 \ce{H^{+}_{(aq)}} + 5\ce{H2O_{(l)}}
Après simplifications, cela donne :
\ce{HIO5^{2-}_{(aq)}} + 4\ce{CN^{-}_{(aq)}} + \ce{H^{+}_{(aq)}} \ce{->} \ce{I^{-}_{(aq)}} + 4\ce{CNO^{-}_{(aq)}} + \ce{H2O_{(l)}}
Le dioxygène intervient dans les deux couples \ce{O2}/\ce{H2O} et \ce{O3}/\ce{O2}.
Dans quel couple \ce{O2} est-il la forme oxydée susceptible de traiter les ions cyanure ?
Tout couple oxydant / réducteur s'écrit, par convention, avec l'oxydant en premier.
Ainsi, le dioxygène est :
- L'oxydant dans le couple \ce{O2}/\ce{H2O}
- Le réducteur dans le couple \ce{O3}/\ce{O2}
Le dioxygène est la forme oxydée dans le couple \ce{O2}/\ce{H2O}.
Quelle est la demi-équation associée au couple retenu ?
On suit la même méthode que dans les questions précédentes pour le couple \ce{O2}/\ce{H2O}.
On place de part et d'autre du signe = l'oxydant et le réducteur. On obtient :
\ce{O2_{(aq)}} = \ce{H2O_{(l)}}
On équilibre ensuite les oxygènes par ajout de molécules d'eau :
\ce{O2_{(aq)}} = \ce{H2O_{(l)}} + \ce{H2O_{(l)}}
On équilibre les H par ajout d'ions \ce{H^{+}_{(aq)}} :
\ce{O2_{(aq)}} + 4\ce{H^{+}_{(aq)}} = 2\ce{H2O_{(l)}}
Enfin, on équilibre les charges par ajout du nombre d'électrons nécessaires :
\ce{O2_{(aq)}} + 4\ce{H^{+}_{(aq)}} + 4\ce{e^{-}_{(aq)}}= 2\ce{H2O_{(l)}}
Par déduction, quelle est l'équation de l'oxydation des ions cyanure par le dioxygène dissous ?
Les demi-équations de réactions sont :
- \ce{CNO^{-}_{(aq)}} + 2\ce{H^{+}_{(aq)}} +2e^{-} = \ce{CN^{-}_{(aq)}} + \ce{H2O_{(l)}}
- \ce{O2_{(aq)}} + 4\ce{H^{+}_{(aq)}} + 4\ce{e^{-}_{(aq)}}= 2\ce{H2O_{(l)}}
Comme le nombre d'électrons échangés n'est pas le même pour les deux demi-équations, il n'est pas possible de les combiner directement. Il faut multiplier la première par un coefficient de 2 afin d'avoir le même nombre d'électrons échangés dans chacune, c'est-à-dire 4. Après avoir éventuellement réécrit la première dans l'autre sens (car ce sont les ions cyanure qui réagissent), on obtient l'équation de la réaction :
\ce{O2_{(aq)}} + 2\ce{CN^{-}_{(aq)}} + 2\ce{H2O_{(l)}} + 4 \ce{H^{+}_{(aq)}} \ce{->}2\ce{H2O_{(l)}} + 2\ce{CNO^{-}_{(aq)}} + 4 \ce{H^{+}_{(aq)}}
Après simplifications, cela donne :
\ce{O2_{(aq)}} + 2\ce{CN^{-}_{(aq)}} \ce{->} 2\ce{CNO^{-}_{(aq)}}