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Demi équation Redox



  1. #1
    leroisinge

    Demi équation Redox


    ------

    Bonjour,

    Je ne comprends pas ces demi équations Redox dans mon cours. Pouvez vous m'éclairer s'il vous plait ?

    Si je prends l'exemple suivant (ce n'est pas lui qui me pose problème) : Cu+2 + 2e- => Cu.
    Cu2+ est un oxydant, il peut gagner deux électrons pour devenir un Cu.

    Voici l'exemple qui me pose problème : MnO4-/Mn2+

    MnO4- est l'oxydant, et Mn 2+ est le réducteur, pourquoi ?
    Si Mn2+ est le réducteur, il va perdre des électrons. Or ce n'est pas ce qu"on veut". On veut qu'il gagne des électrons.
    De même pour Mno4-, pourquoi est t'il l'oxydant ?

    Dernière question : Dans mon cours papier, il est écrit MnO4-, avec le "4-" en exposant, tandis que dans le diapo du prof, il est écrit Mno4- avec seulement le - en exposant. Est ce que c'est la même chose ?

    Merci de votre attention

    -----

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  3. #2
    gts2

    Re : Demi équation Redox

    Bonjour,

    D'abord les notations MnO4-, Mn2+

    Ensuite le plus rapide est d'équilibrer l'équation, vous verrez bien où sont les électrons.

  4. #3
    leroisinge

    Re : Demi équation Redox

    Merci pour votre réponse,

    Dans mon cours, il est écrit que je dois d'abord déterminer qui est l'oxydant et qui est le réducteur pour équilibrer les équations.

  5. #4
    petitmousse49

    Re : Demi équation Redox

    Bonjour
    La notion de nombre d'oxydation (ou degré d'oxydation) est-elle à ton programme ?

  6. A voir en vidéo sur Futura
  7. #5
    Kemiste
    Responsable technique

    Re : Demi équation Redox

    Bonjour.

    Il faut calculer les degré d'oxydation alors. Pour Mn2+, le calcul est assez simple. Pour MnO4-, il ne faut pas regarder la charge globale mais simplement le degré d'oxydation de l'élément qui t'intéresse, ici "Mn".

  8. #6
    gts2

    Re : Demi équation Redox

    Citation Envoyé par leroisinge Voir le message
    Dans mon cours, il est écrit que je dois d'abord déterminer qui est l'oxydant et qui est le réducteur pour équilibrer les équations.
    Cela n'est pas vraiment utile (comme dit précédemment, c'est l'équilibrage qui va me dire où sont les e- et donc qui est l'oxydant et le réducteur), mais pourquoi pas.

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  10. #7
    leroisinge

    Re : Demi équation Redox

    Bonjour
    La notion de nombre d'oxydation (ou degré d'oxydation) est-elle à ton programme ?
    Bonjour Petite mousse, oui, d'ailleurs j'avais une question à ce sujet, je la poste en bas.

    Bonjour.

    Il faut calculer les degré d'oxydation alors. Pour Mn2+, le calcul est assez simple. Pour MnO4-, il ne faut pas regarder la charge globale mais simplement le degré d'oxydation de l'élément qui t'intéresse, ici "Mn".
    Bonjour Kemiste, il y a quelque chose qui me chiffonne à propos du nombre d'oxydation.

    Lorsqu'on regarde le nombre d'oxydation pour déterminer qui est l'oxydant, qui est le réducteur, est ce qu'on regarde "seulement" lest atomes de carbones ?

    Je m'explique : l'élément ayant le nombre d'oxydation le plus élevé est l'oxydant. Dans ma pièce jointe, on a regardé le nombre d'oxydation des carbones seulement. A gauche, le nombre d'oxydation des carbones vaut 0 et est plus grand que le nombre d'oxydation des carbones de celui de droite (qui vaut -IV). Donc, l'élément de gauche est l'oxydant.

    Merci de votre attention

  11. #8
    gts2

    Re : Demi équation Redox

    On regarde l'élément susceptible de changer de no, avec comme espèce Mn2+, le choix est vite fait.

  12. #9
    leroisinge

    Re : Demi équation Redox

    Oups, voici la pièce jointe
    Images attachées Images attachées

  13. #10
    leroisinge

    Re : Demi équation Redox

    On regarde l'élément susceptible de changer de no, avec comme espèce Mn2+, le choix est vite fait.
    Je n'ai pas compris : dans CH4, si on regarde le C, on a le nombre d'oxydation qui vaut -IV, si on regarde un H, le nombre d'oxydation du H vaut +I

  14. #11
    Kemiste
    Responsable technique

    Re : Demi équation Redox

    Citation Envoyé par gts2 Voir le message
    Cela n'est pas vraiment utile (comme dit précédemment, c'est l'équilibrage qui va me dire où sont les e- et donc qui est l'oxydant et le réducteur), mais pourquoi pas.
    Je suis bien d'accord et c'est plus simple de faire de cette manière. Ici il semblerait qu'il faille suivre le cours...

    Citation Envoyé par leroisinge Voir le message
    Je n'ai pas compris : dans CH4, si on regarde le C, on a le nombre d'oxydation qui vaut -IV, si on regarde un H, le nombre d'oxydation du H vaut +I
    Le nombre d'oxydation concerne un élément et chaque élément d'une structure aura son propre nombre d'oxydation. Ici tu as "Mn" en commun dans les deux espèces, c'est donc le nombre d'oxydation de cet élément qu'il faut regarder.

  15. #12
    leroisinge

    Re : Demi équation Redox

    Le nombre d'oxydation concerne un élément et chaque élément d'une structure aura son propre nombre d'oxydation. Ici tu as "Mn" en commun dans les deux espèces, c'est donc le nombre d'oxydation de cet élément qu'il faut regarder.
    D'accord, Kemiste, c'est plus clair !
    Maintenant, autre question
    Pour déterminer le degré d'oxydation, faut t'il écrire la formule développée des molécules ? Comment sommes nous censé savoir dessiner la molécule ?
    Sinon, comment fait on ?

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  17. #13
    gts2

    Re : Demi équation Redox

    De la même manière que vous avez déterminé no(C)=-IV.
    Quelles règles avez-vous appliquées ?
    A ces règles, il faut en ajouter une l'équivalent de no(H)=+I, vous avez du la voir.
    Il n'y a pas à dessiner de molécules (sauf les cas limites ...)

  18. #14
    gts2

    Re : Demi équation Redox

    J'avais répondu sans voir la pièce jointe qui n'était pas encore validée.
    Vous n'avez vraiment pas vu d'autres techniques, par exemple : somme des no=charge de l'espèce ?

    Méthode simple qui a ses limites bien sûr.

  19. #15
    leroisinge

    Re : Demi équation Redox

    Merci GTS2 de votre réponse !

    somme des no=charge de l'espèce ?
    Si, je l'ai vu, mais cette technique sert à vérifier les no que nous avons trouvé ? (enfin, c'est ce que j'ai compris)

    De la même manière que vous avez déterminé no(C)=-IV.
    Quelles règles avez-vous appliquées ?
    A ces règles, il faut en ajouter une l'équivalent de no(H)=+I, vous avez du la voir.
    Il n'y a pas à dessiner de molécules (sauf les cas limites ...)
    Mais je ne vois pas bien comment peut on déterminer les no, sans dessiner les molécules. Pouvez vous m'expliquer s'il vous plait ?
    Je pensais que dessiner les molécules nous permettait de voir les différentes liaisons ?

  20. #16
    jeanne08

    Re : Demi équation Redox

    Les règles simples pour calculer le NO( nombre d'oxydation ou degré d'oxydation que l'on doit écrire en chiffre romains, ce que je ne fais pas ici... ) d'un atome dans une espèce sont :

    - somme des NO dans une espèce = charge de l'espèce
    - NO de H en général +1 sauf dans H2 (0 ) et dans les hydrures (-1)
    - NO de O en général -2 sauf dans O2 (0) et dans les peroxydes (-1)

    Avec cela on détermine la plupart des NO. Mais c'est plus difficilement applicable en chimie organique car les carbones d'une molécule ne jouent pas du tout le même role ...

  21. #17
    gts2

    Re : Demi équation Redox

    Il me semble que vous confondez deux choses :
    - les mécanismes et dans ce cas, on a besoin de savoir où l'électron va réagir et les deux carbones de votre exemple sont clairement différents
    - et l'équilibrage d'une réaction redox qui revient simplement à compter les électrons grâce aux no.

    C2H4CO2 -> C2H6O-

    Pour la première neutre, 2 oxygène donc -IV, 4 hydrogène donc + IV, donc carbone 0
    Pour la deuxième neutre, 1 oxygène donc -II, 6 hydrogène donc + VI, donc carbone -IV (pour les deux carbones), cela nécessite bien 4 électrons sans dessiner la molécule.

    Intérêt de la méthode : simple
    Défaut de la méthode : les deux carbones ne jouent pas un rôle identiques, mais on retrouve bien -III+III=0 et -III-I=-IV et pour équilibrer on a juste besoin de cela.

  22. #18
    leroisinge

    Re : Demi équation Redox

    Merci
    - NO de O en général -2 sauf dans O2 (0) et dans les peroxydes (-1)
    D'un coté, je comprends cette phrase, c'est lié au tableau périodique.
    Mais d'un autre, je ne comprends pas.
    Pour trouver le NO, je considère que la liaison est complètement polarisée, et je regarde où "vont" les électrons. Par exemple, avec C-H, C est plus électronégatif que H. Il y a deux électrons dans une liaison, celui de C et celui de H. C va donc prendre en plus du sien, l'électron de H. Donc le NO de C est -I.

    Si on raisonnait comme ca, on ne pourrait pas trouver que le NO de O vaut -II...
    Je ne comprends pas...

    Pouvez vous m'expliquer pas à pas comment déterminer les NO s'il vous plait ?
    Dernière modification par leroisinge ; 11/10/2020 à 22h13.

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  24. #19
    gts2

    Re : Demi équation Redox

    Citation Envoyé par leroisinge Voir le message
    Si on raisonnait comme cela, on ne pourrait pas trouver que le NO de O vaut -II ...
    Sauf cas particulier (fluor), l'oxygène a l'électronégativité la plus élevée, donc les électrons vont vers O jusqu'à 8 en partant de 6 donc -II

    Citation Envoyé par leroisinge Voir le message
    Pouvez vous m'expliquer pas à pas comment déterminer les NO s'il vous plait ?
    Le raisonnement est donné par le message #16 de @Jeanne08 et un exemple est donné #17, essayez la même chose avec MnO4-

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