OxydoRéduction

[invite9eb6db85]

Voilà mon problème:

Une eau de pH=7.3 contient des ions Mn(2+), à C= 2.0x10^-6 mol.L.
Elle est supérieur à la norme qui est inférieur 9x10^-7mol.L.
Pour éliminer les Mn(2+) on les oxyde en MnO2, insoluble dans l'eau, à l'aide de MnO4-. L'ion permanganate est aussi transformé en MnO2.
Les potentiel des couples envisagés: MnO4-/MnO2 = 1.28V
MnO2/Mn(2+) = 1.25V

1/ Aprés justification, quelle réaction a lieu?
2/ Dans 1000L d'eau, on ajoute 10^-3mole de KMnO4, ce réactif est-il en excès? L'eau obtenue apres filtration est elle conforme a la norme?
3/ Quelle masse de MnO2 obtenue?


Réponse:

1/ MnO4- + Mn(2+) = MnO2 + MnO2 <<< est-ce la bonne réaction (je sais que j'dois équilibré...)? Comment la justifié?

2/ Est-il en excès?
nMn2+= 2x10^-6x10^-3= 2x10^-3mol donc au norme ?

3/ Tableau d'avancement ??

Merci pour votre aide ^^
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[moco]

J'espère que tu sais équililbrer les équations redox.
Les demi-équations sont :
MnO₄^- + 4 H⁺ + 3 e- --> MnO₂ + 2 H₂O
Mn²⁺ + 2 H₂O --> MnO₂ + 4 H⁺ + 2 e^-
La somme est :
2 MnO₄^- + 3 Mn²⁺ + 8 H⁺ + 6 H₂O --> 5 MnO₂ + 4 H₂O + 12 H⁺
ce qui se simplifie ainsi :
2 MnO₄^- + 3 Mn²⁺ + 2 H₂O --> 5 MnO₂ + 4 H⁺

Si [Mn²⁺] = 2·10^-6 M, il faut ajouter une concentration de KMnO₄ égale à (2/3) 2·10^-6 = 1.33 10^-6 M.
Si on en rajoute 10^-6 M, ce n'est pas assez pour tout détruire Mn²⁺, mais assez pour que la concentration passe sous la barre tolérée.

[invite9eb6db85]

Pour l'équation oui je l'avais déja équilibrer, mais comment expliquer, qu'elle est de cette forme:

MnO4- + Mn(2+) = 2MnO2, et non une autre,
je l'explique par la règle du gamma qui veut que ça soit MnO4- et Mn qui donne du MnO2 et non le contraire grace au potentiels des couples??

[invite9eb6db85]

1/ Résolue

Quelqu'un pourrait m'aidé pour la deuxième question car j'ais du mal:

2/ Dans 1000L d'eau, on ajoute 10^-3mole de KMnO4, ce réactif est-il en excès? L'eau obtenue apres filtration est elle conforme a la norme?

[A voir en vidéo sur Futura]