Demi équation Redox

[leroisinge]

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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[gts2]

Bonjour,

D'abord les notations MnO₄^-, Mn²⁺

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

[leroisinge]

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.

[petitmousse49]

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

[A voir en vidéo sur Futura]

[Kemiste]

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".

[gts2]

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.

[leroisinge]

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

[gts2]

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

[leroisinge]

Oups, voici la pièce jointe

[leroisinge]

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

[Kemiste]

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...

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.

[leroisinge]

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 ?

[gts2]

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 ...)

[gts2]

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.

[leroisinge]

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 ?

[jeanne08]

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 ...

[gts2]

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.

[leroisinge]

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 ?

[gts2]

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

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^-