Je tombe régulièrement sur ce genre question et je ne comprend pas très bien comme résoudre ...
Pour titrer un solution de péroxyde d'hydrogène on utilise du permanganate de potassium en milieu acide (H2SO4) . Les produits obtenues lors de ce titrage sont :
- H2 et MnO2
- O2 et MnO2
- H2O et MnO2
- H2 et MnSO4
- O2 et MnSO4
Bien évidement c'est moins la réponse que la méthode à utiliser qui m'intéresseSi quelqu'un peut m'aider !
Merci !
Bonjour,
la réponse est en fait assez simple, il te suffit de connaître les couples redox des réactifs, cela te donnera les produits de la réaction.
Tu n'as plus qu'à savoir si ces produits sont stables suivant les conditions de ta réactions (regarde l'acidité du milieu et les pKa des espèces formées).
Voilà si tu veux plus d'explications n'hésites pas !
Bonjour,
Merci pour ta réponse.
Je voulais savoir comment on fait pour savoir lequel des deux couples réalisera la réduction et lequel réalisera l'oxydation ?
Merci bien.
peut etre en regardant les potentiels redox?
Ce problème est diabolique, car il y a des réactions en cascade !... Je m'explique.
Il faut chercher d'abord la nature du réducteur et celle de l'oxydant. On cherchera plus tard en quoi ces deux espèces se transforment.
Ici, il est clair que l'oxydant est MnO4-, car c'est tout ce que cet ion peut faire. Mais on ne sait pas s'il va se transformer en MnO2 ou en Mn2+ (formant MnSO4), car les deux réactions sont possibles. Les demi-équations correspondantes sont :
(1) : MnO4- + 8 H+ + 5 e- --> Mn2+ + 4 H2O ; E° = + 1.52 V
(2) : MnO4- + 4 H+ + 3 e- --> MnO2 + 2 H2O ; E° = + 1.67 V
Passons au réducteur. Le seul réducteur possible ici est H2O2, ce qui est en soit bizarre, car d'habitude H2O2 fonctionne en oxydant. Mais c'est vrai que H2O2 peut fonctionner aussi en réducteur, et libérer O2. Et dans ce cas la demi-équation est :
(3) : H2O2 --> O2 + 2 H+ + 2 e- ; E° = + 0.65 V.
Il s'agit maintenant de coupler une réaction d'oxydation et une de réduction. Et on a l'embarras du choix.
Dans un cas pareil, quand il y a doute, la nature choisit de coupler la combinaison Red-Ox qui implique les potentiels les plus éloignés. Ici c'est la combinaison (2) et (3) qu'il faut choisir, de préférence à (1) et (3). Donc on est tenté de dire qu'il va se former MnO2 et O2, donc la deuxième réponse.
C'est en effet ce qui se passe, mais cela ne s'arrête pas là, car MnO2, sitôt formé, va réagir en oxydant vis-a-vis de l'excès de H2O2. En effet, il existe une autre demi-équation qui s'écrit :
(4) : Mn2+ + 4 H2O --> MnO2 + 4 H+ + 2 e- ; E° = + 1.52 V
Les réactions (3) et (4) peuvent très bien être couplées, avec MnO2 comme oxydant, et H2O2 comme réducteur.
Donc, et c'est là où c'est diabolique, H2O2 est un réducteur qui réagit en cascade avec l'oxydant MnO4-, en formant d'abord MnO2 à titre momentané, puis H2O2 continue son job et réduit MnO2 en Mn2+. Et à chaque coup il se dégage O2. Le résultat final est donc O2 et Mn2+, donc MnSO4 après évaporation.
il me semblait qu'en milieu acide fort, la réaction (1) etait toujours dominante comparée à la réaction (2). Ce n'est pas le cas ?
Si je me rappelle bien, il fallait regarder le potentiel du couple en incluant le pH dans le calcul du potentiel rédox.
C'est à peu près ce que je dis. La réaction (1) est la somme de (2) plus (4), ou plus exactement (2) moins (4). Ce qui fait que la stoechiométrie se déroule selon la réaction (1). Mais n'essaie pas de vérifier la loi de Nernst avec le permanganate ! Tu verras que le potentiel de l'électrode de permanganate ne varie pas du tout avec les concentrations comme le prévoit la loi de Nernst. Ce qui s'explique si on considère que la réaction se fait par étapes.
Et c'est vrai qu'il faut insérer le pH dans le calcul, bien entendu. Le potentiel standard des tables est valable à pH zéro.
Merci à tous pour vos réponses !
Bonsoir
J'ai deux soucis avec ton équation (4) Moco.
Elle n'est pas équilibrée (je suppose une faute de frappe, il faut 2 H2O et non 4) et dans mes tables, le potentiel standard est de 1,23 V pour ce couple.
Cordialement
Merci Harley ! Tu as raison. Le potentiel de ma réaction (4) est bien de 1.23 V, et il faut bien 2 H2O, et non 4. Où avais-je la tête quand je l'ai écrit ?
Heureusement cette double correction ne change pas fondamentalement le déroulement qualitatif de mon raisonnement.
Mais je te prie et je prie la communauté des usagers du Forum d'accepter mes excuses pour cette bévue
oui et non, cela veut quand même dire que la formation de MnO2 ne pourra se faire définitivement qu'en milieu faiblement acide. Et si mes souvenirs sont bons, la production de MnO2 est induite par photolyse. Raison pour laquelle on stocke généralement le permanganate dans des bouteilles de verre teintées.
Anacarasis a raison. Toutes ces réactions se produisent en milieu acide. Mais c'était bien ce que précisait notre demandeur fghjk dans la première ligne de sa première demande.
