cycy a écrit :bonjour,
Au final, est ce que cette équation est juste?
2 MnO4- +6 H+ +5 H2O2 -----> 2 Mn2+ +8 H2O +5 O2
Mais comme il y a autoprotolyse de l'eau, on a:
2 MnO4- +8 H2O +10 e- ------> 2 Mn2+ +16 OH-
au final on a donc 2MnO4- +6 H+ +5H2O2 + 10e- -----> 2Mn2+ +8 H2O +5 O2 +16 OH-
Ça me semble très très foireux écrit comme ça mais je vois pas comment faire pour montrer l'autoprotolyse de l'eau dans la même équation que ma réaction rédox de MnO4- + H2O2.
En fait je suis curieux de savoir quel est réellement ton niveau d'études, parce que tu sembles assez futé mais en parallèle il y a des trucs qui semblent te poser problème alors que ça ne devrait pas.
Quand on raisonne en matière de chimie des solutions, on raisonne dans l'eau, vu que c'est l'eau le solvant. On parle de "solvant" d'une "solution" parce que c'est le milieu dans lequel est dispersé un "soluté", milieu dans lequel le "solvant" est en quantité majoritaire par rapport au "soluté" (en règle très générale...). Exemple une solution aqueuse de permanganate de potassium à 0,01 mol/L, le "soluté" est le permanganate de potassium, le "solvant" est l'eau. L'eau est très largement majoritaire par rapport au permanganate de potassium, c'est donc le solvant.
Parenthèse fermée, vu qu'on raisonne dans l'eau, l'eau étant une espèce ampholyte, c'est à dire à la fois acide et basique, au sens de Lewis comme de Bronsted, il existe une relation d'équilibre liant l'eau à son acide et à sa base conjuguée : $$\rm \, H_2O _{(\ell)} \rightleftharpoons \; H^+ _{(aq)} + HO^- _{(aq)} $$
Relation à laquelle est reliée une constante d'équilibre, constante qui nous indique qu'à 25°C, l'eau pure contient 10
-7 mol/L d'ions hydronium. C'est à dire une quantité ultra faible qui ne rentre pas en ligne de compte.
Ensuite, lorsqu'on fait l'étude d'une réaction chimique, en solution aqueuse, on fait l'inventaire de toutes les espèces en présence, des couples oxydo-réducteurs associés, et des conditions connues (température, concentration, etc...), et on dresse les demi-équations qui sont en rapport.
Ce qu'il ne faut pas perdre de vue, c'est qu'en électrochimie, les électrons qui composent les demi-équations doivent s'annuler lorsqu'on écrit l'équation globale, car cette équation doit respecter l'électroneutralité des équilibres électrochimiques. En clair, on écrit les électrons dans les demi équations par commodité, mais dans la vie réelle, les électrons ne savent pas nager, ils ne se promènent pas en solo dans les solutions aqueuses.
Dans ton cas, ton histoire permanganate et eau oxygénée, pourquoi ça devient basique à la fin? Pour les raisons qui suivent :
RuBisCO a écrit :En fait, il y a plusieurs réactions possibles lors de la réduction de l'ion permanganate :
- formation de l'ion manganèse : $$\rm MnO _{4 \; (aq)} ^{-} + 8 \, H^+ _{(aq)} + 5 \, e^- \rightleftharpoons \; Mn^{2+} _{(aq)} + 4 \, H_2O _{(\ell)}$$
- formation de bioxyde de manganèse : $$\rm MnO _{4 \; (aq)} ^{-} + 4 \, H^+ _{(aq)} + 3 \, e^- \rightleftharpoons \; MnO_{2 \; (s)} + 2 \, H_2O _{(\ell)}$$
- formation de l'ion hydroxymanganate : $$\rm MnO _{4 \; (aq)} ^{-} + H^+ _{(aq)} + e^- \rightleftharpoons \; HMnO^{-}_{4 \; (aq)}$$
Concernant l'évolution du pH, il est normal d'observer une augmentation du pH, puisqu'on consomme des ions $\rm H^+_{(aq)}$.
Il est difficile de raisonner sur ces questions la, parce que l'eau oxygénée se dismute, elle peut agir simultanément comme oxydant et comme réducteur, le pH varie et donc on peut être amené à raisonner avec d'autres équilibres redox, c'est compliqué.
L'équation correcte consiste à prendre en compte toutes les réactions qui se passent dans l'ordre ou elles se déroulent, la réduction de l'ion permanganate en ion manganèse (II), qui consomme des oxoniums, ce qui basifie le milieu réactionnel petit à petit, ensuite l'oxydation de l'eau oxygénée en dioxygène, concomittante à sa réduction en eau...
Équations en présence :
* réduction de l'ion permanganate, en milieu acide : MnO
4- + 8 H
+ + 5 e
- = Mn
2+ + 4 H
2O ; E°(MnO
4-/Mn
2+) = +1,51 V/ESH
* réduction de l'ion permanganate, en milieu basique : MnO
4- + 4 H
+ + 3 e
- = MnO
2 + 2 H
2O ; E°(MnO
4-/MnO
2) = +1,69 V/ESH
* oxydation de l'eau oxygénée : H
2O
2 = 2 H
+ + 2 e
- + O
2 ; E°(O
2/H
2O
2) = +0,69V/ESH
* réduction de l'eau oxygénée : H
2O
2 + 2 H
+ + 2 e
- = 2 H
2O ; E°(H
2O
2/H
2O) = +1,77V/ESH
* réduction du dioxyde de manganèse, en milieu acide : MnO
2 + 4 H
+ + 2 e
- = Mn
2+ + 2 H
2O ; E°(MnO
2/Mn
2+) = +1,23 V/ESH
* équilibre d'autoprotolyse de l'eau : H
2O = H
+ + OH
-
Pour s'approcher de la vérité, il faut faire des choix, et déterminer quelle est la réaction prépondérante dans les conditions de l'expérience. Il existe des méthodes calculatoires avec les constantes d'équilibres et les potentiels des couples oxydoréducteurs (consulte un cours d'électrochimie pour voir de quoi il s'agit), grâce à la loi de Nernst.
Pour simplifier, dans ton cas, on va considérer qu'on est en milieu acide, et que l'oxydation de l'eau oxygénée est la seule réaction susceptible de se produire (on est très loin de la vérité, mais c'est pas grave). L'autoprotolyse de l'eau n'est qu'un effet thermodynamique, et en aucun cas électrochimique, il ne rentre pas en ligne de compte.
DONC :
* d'après la règle du gamma, un couple redox réagit toujours avec un couple redox de potentiel plus faible donnant lieu à une réaction redox,
* le couple MnO
4-/Mn
2+ à un potentiel plus élevé que le couple O
2/H
2O
2, il peut donc y avoir une réaction redox entre ces deux couples,
* la demi équation de réduction est : MnO
4- + 8 H
+ + 5 e
- = Mn
2+ + 4 H
2O,
* la demi équation d'oxydation est : H
2O
2 = 2 H
+ + 2 e
- + O
2
* en veillant à l'électroneutralité, on multiplie la demi équation de réduction par 2, et celle d'oxydation par 5, pour avoir 10 électrons de part et d'autre des équilibres,
la combinaison donne : 2 MnO4- + 6 H+ + 5 H2O2 = 2 Mn2+ + 8 H2O + 5 O2
* on constate donc d'un point de vue chimique qu'il faut fournir des H
+, donc de l'acide, pour que la réaction avance, que l'eau oxygénée soit transformée en oxygène... quand il n'y a plus d'acide, l'eau produite fournit les H
+ nécéssaires, et donc se basifie (autoprotolyse), et les équilibres changent, la réduction du permanganate en milieu basique qui prend le relais en formant du dioxyde de manganèse, qui à son tour oxyde l'eau oxygénée, etc...
* la dismutation de l'eau oxygénée en dioxygène et en eau est exothermique, deltaH = -195 kJ/mol, d'où le colossal dégagement de chaleur qui accompagne la réaction.
Donc l'équation que tu proposais en haut dans ton message est CORRECTE !
Voilou !
L'autoprotolyse de l'eau est un phénomène thermodynamique, cela a était dit plus haut. C'est une réaction qui se produit à cause de la propriété amphotère de l'eau :