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'ions chlorite \ce{ClO2^{-}} ou de diiode dissous \ce{I2}.
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{ClO2^{-}} / \ce{ClO^{-}} ?
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{ClO2^{-}_{(aq)}} =\ce{ClO^{-}_{(aq)}}
On équilibre ensuite les oxygènes par ajout de molécules d'eau :
\ce{ClO2^{-}_{(aq)}} =\ce{ClO^{-}_{(aq)}} + \ce{H2O_{(l)}}
On équilibre les H par ajout d'ions \ce{H^{+}_{(aq)}} :
\ce{ClO2^{-}_{(aq)}} + 2\ce{H^{+}_{(aq)}} =\ce{ClO^{-}_{(aq)}} + \ce{H2O_{(l)}}
Enfin, on équilibre les charges par ajout du nombre d'électrons nécessaires :
\ce{ClO2^{-}_{(aq)}} + 2\ce{H^{+}_{(aq)}} + 2\ce{e^{-}} =\ce{ClO^{-}_{(aq)}} + \ce{H2O_{(l)}}
Par déduction, quelle est l'équation de l'oxydation des ions cyanure par les ions chlorite ?
Les demi-équations de réactions sont :
- \ce{CNO^{-}_{(aq)}} + 2\ce{H^{+}_{(aq)}} +2e^{-} = \ce{CN^{-}_{(aq)}} + \ce{H2O_{(l)}}
- \ce{ClO2^{-}_{(aq)}} + 2\ce{H^{+}_{(aq)}} + 2\ce{e^{-}} =\ce{ClO^{-}_{(aq)}} + \ce{H2O_{(l)}}
Comme le nombre d'électrons échangés est le même pour les deux demi-équations, il est possible de les combiner directement (après avoir éventuellement réécrit la première dans l'autre sens car ce sont les ions cyanure qui réagissent) pour obtenir l'équation de la réaction :
\ce{ClO2^{-}_{(aq)}} + \ce{CN^{-}_{(aq)}} + 2 \ce{H^{+}_{(aq)}} + \ce{H2O_{(l)}}\ce{->} \ce{ClO^{-}_{(aq)}} + \ce{CNO^{-}_{(aq)}} + 2 \ce{H^{+}_{(aq)}} + \ce{H2O_{(l)}}
Après simplifications, cela donne :
\ce{ClO2^{-}_{(aq)}} + \ce{CN^{-}_{(aq)}}\ce{->} \ce{ClO^{-}_{(aq)}} + \ce{CNO^{-}_{(aq)}}
Le diiode intervient dans les deux couples \ce{I2}/\ce{I^{-}} et \ce{HIO4}/\ce{I2}.
Dans lequel \ce{I2} 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{I2}/\ce{I^{-}}
- Le réducteur dans le couple \ce{HIO4}/\ce{I2}
Le diiode est la forme oxydée dans le couple \ce{I2}/\ce{I^{-}}.
Quelle est la demi-équation associée au couple retenu ?
On suit la même méthode que dans les questions précédentes pour le couple \ce{I2}/\ce{I^{-}}.
On place de part et d'autre du signe = l'oxydant et le réducteur. On obtient :
\ce{I2_{(aq)}} = \ce{I^{-}_{(aq)}}
On équilibre les atomes autres que O et H :
\ce{I2_{(aq)}} = 2\ce{I^{-}_{(aq)}}
Il n'y a pas à équilibrer les atomes d'oxygène ou d'hydrogène donc on passe directement à l'équilibrage des charges par ajout du nombre d'électrons nécessaires :
\ce{I2_{(aq)}} + 2\ce{e^{-}} = 2\ce{I^{-}_{(aq)}}
Par déduction, quelle est l'équation de l'oxydation des ions cyanure par le diiode dissous ?
Les demi-équations de réactions sont :
- \ce{CNO^{-}_{(aq)}} + 2\ce{H^{+}_{(aq)}} +2e^{-} = \ce{CN^{-}_{(aq)}} + \ce{H2O_{(l)}}
- \ce{I2_{(aq)}} + 2\ce{e^{-}} = 2\ce{I^{-}_{(aq)}}
Comme le nombre d'électrons échangés est le même pour les deux demi-équations, il est possible de les combiner directement (après avoir éventuellement réécrit la première dans l'autre sens car ce sont les ions cyanure qui réagissent) pour obtenir l'équation de la réaction :
\ce{I2_{(aq)}} + \ce{CN^{-}_{(aq)}} + \ce{H2O_{(l)}} \ce{->}2\ce{I^{-}_{(aq)}} + \ce{CNO^{-}_{(aq)}} + 2 \ce{H^{+}_{(aq)}}
Il n'y a pas de simplification possible ici donc l'équation de réaction est :
\ce{I2_{(aq)}} + \ce{CN^{-}_{(aq)}} + \ce{H2O_{(l)}} \ce{->}2\ce{I^{-}_{(aq)}} + \ce{CNO^{-}_{(aq)}} + 2 \ce{H^{+}_{(aq)}}