probleme oxydation manganese

[invite4d0469f0]

bonjour, j'ai un petit problème a résoudre pour un TP.

C'est au niveau des différents degrés d'oxydation de Mn.

On a le couple Mn3+/Mn2+ ( E légèrement > à 1.51V) et le couple MnO4-/Mn2+ (E légèrement < à 1.51V)

Il faut interpréter les observations TP a l'aide des potentiels redox.

En TP, j'ai pu voir qu'en milieu très acide (pH<2) Mn2+ et MnO4- donnait Mn3+.
Mais en milieu pH>2 on formait Mn4+ à la place. Mn3+ est donc stable en milieu très acide. Je vois pas comment l'expliquer...(je comprend pas trop trop le rôle du Ph avec l'oxydation...)

et comment interpréter ces observations?

ps: une dernière question : peut on former Mn 3 à partir de Mn 2 et Mn4??(,avec E MnO2/Mn3+ = 0.95V)

merci beaucoup
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[Rhodar01]

Bonjour,

En écrivant la demi équation de réduction (ou d'oxydation, peu importe...) du couple MnO₄^-/Mn²⁺, le rôle du pH apparait de manière évidente (C'est à dire que l'équation contient des H⁺ ou des OH^-).

Tu peux aussi écrire l'équation de Nernst pour ce même couple dans les conditions de ton expérience, et tu t'appercevra que le potentiel du couple dépend du pH. (Pour rappel : pH = -log([H⁺]) ).

[invite4d0469f0]

ha dac, merci, ouai en fait c'est tout bete, j'y avait pensé mais je pensais pas que ça agissait comme ça...

et pour le ps?

merci ++