réaction de KMnO4 + H2O2

[cycy]

Bonjour,

J'ai effectuée cette expérience pour essayer de comprendre un peu les paramètres dans lesquelles cette expérience se déroule.
Avant de faire celle-ci, j'ai fais une équation bilan possible de cette réaction :
L'atome de potassium semble être spectateur
Je trouve 2 MnO4- + 5 H2O2 + 6H+ ------> 2Mn 2+ + 8 H2O + 5 O2
Donc, je trouve que cette réaction se déroule en milieu acide.

J'ai fais une première fois l'expérience avec une solution ionique de permanganate de potassium acidifiée au H2SO4 sur le peroxyde d’hydrogène... La réaction marche : c'était la réaction attendu car le milieu réactionnel est acide.

Et je l'ai fais une deuxième fois en faisant réagir du permanganate de potassium solide sur le peroxyde d’hydrogène, le milieu n'est donc pas censé être acide et pourtant, la réaction s'effectue quand même. Et je ne comprend pas pourquoi.

Ensuite, j'ai suivie l'évolution du ph pendant la réaction et à la fin, celui-ci avait augmenté pour passer à 9.2... Je ne comprend donc pas non plus qu'a la fin j'obtienne une solution basique d'autant plus que je ne vois pas d'ion OH- responsables de la basicité d'une solution. Normalement, on aurait due si mon équation était juste trouver un ph que avoisinerait les 7 car les ions H+ sont consommés lors de la réaction.

Quelqu'un peut-il me dire pourquoi j'obtiens de tel résultats svp

D'avance merci,

C-B

[brusicor02]

Bonjour,

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 : $$\rm MnO _{4 \; (aq)} ^{-} + H^+ _{(aq)} + e^- \rightleftharpoons \; HMnO^{-}_{4 \; (aq)}$$

C'est pour cela que, si on ne met pas assez d'acide, on obtient des résidus marrons sur les parois qui correspondent au bioxyde de manganèse.

Concertant l'acidité nécessaire, il ne faut pas oublier que les solutions de peroxyde d'hydrogène commerciale sont acidifiées parce que $\rm H_2O_{2 \; (aq)}$ est plus stable en milieu acide que basique. Le pH optimal se situe entre 3 et 4, ce qui correspond à pas mal d'ions oxonium déjà.

Concernant l'évolution du pH, il est normal d'observer une augmentation du pH, puisqu'on consomme des ions $\rm H^+_{(aq)}$.

Potentiels standard à 20°C en solution aqueuse :
$E^{\ominus} \left ( \text{MnO}_{4 \; (\text{aq})} ^{-} \; / \; \text{HMnO}^{-}_{(\text{aq})} \right ) = +0.90 \text{ V} \; \; \; \; \; \; \; E^{\ominus} \left ( \text{MnO}_{4 \; (\text{aq})} ^{-} \; / \; \text{Mn}^{2+}_{(\text{aq})} \right ) = +1.51 \text{ V} \; \; \; \; \; \; \; E^{\ominus} \left ( \text{MnO}_{4 \; (\text{aq})} ^{-} \; / \; \text{MnO}_{2 \; (\text{aq})} \right ) = +1.70 \text{ V}$

[cycy]

merci beaucoup

Comme je l'avais dis, je comprend que le ph augmente à cause de la consommation des ions H+ mais normalement, on devrait arriver à un ph avoisinant 7, pas 9...

Sauf si il y a comme tu le dis création d'hydroxymanganate qui doit comme la plupart des hydroxydes être basique.

Néanmoins, si il y a création d'hydroxymanganate, quelle serait l'équation bilan de la réaction?

merci

[brusicor02]

Bonjour,

Vous oubliez aussi que les réactions acido-basiques sont compatibles avec les équations d'oxydo-réduction, donc on peut combiner par exemple :$$\rm MnO _{4 \; (aq)} ^{-} + 8 \, H^+ _{(aq)} + 5 \, e^- \rightleftharpoons \; Mn^{2+} _{(aq)} + 4 \, H_2O _{(\ell)}$$ Avec l'autoprotolyse de l'eau : $$\rm \, H_2O _{(\ell)} \rightleftharpoons \; H^+ _{(aq)} + HO^- _{(aq)} $$ Ce qui donne la demi-équation : $$\rm MnO _{4 \; (aq)} ^{-} + 4 \, H_2O _{(\ell)} + 5 \, e^- \rightleftharpoons \; Mn^{2+} _{(aq)} + 8 \, HO^- _{(aq)} $$ Cela vous étonne-t-il que la solution soit basique à la fin ?

[cycy]

merci beaucoup

effectivement, je n'avais pas pensé à l'autoprotolyse de l'eau... y a t-il un moyen de l’empêcher?

[brusicor02]

Enlever l'eau.

[cycy]

ca ca risque d'étre compliqué étant donné que c'est un des éléments créés par la réaction

[alexchimiste]

ca ca risque d'étre compliqué étant donné que c'est un des éléments créés par la réaction

Ton retour sur le forum semble être un peu plus raisonné que tes premiers messages il y a quelques semaines.
C'est bien d'être passionné, c'est bien qu'il y ai de nouvelles vocations, mais il ne faut pas oublier que la chimie est une science rigoureuse, et qu'il faut en conséquence s'exprimer avec rigueur. Tout comme un chat est un mammifère terrestre doté de poils et de moustaches, avec des griffes et qui miaule, on ne dit pas un chat, un "miaou", mais un chat. En chimie, c'est pareil, l'eau n'est un pas "élément", mais c'est un "réactif", un "produit", un "composé" ou un "solvant".

Tout comme un peu plus haut dans le post, à propos du potassium du permanganate de potassium, "atome" ou "élément" qui n'intervient pas dans la réaction certes, il se trouve qu'il est sous forme ionique, et qu'il s'agit donc d'un ion... Qui plus est un "ion spectateur". Et non pas un "atome spectateur".

De plus, on ne parle pas de "solution ionique", mais de "solution aqueuse" si le solvant est l'eau, "solution éthanolique", "solution méthanolique" si les solvants sont l'éthanol ou le méthanol, et si les solvants sont d'autre nature, on dit "en solution dans (solvant)".

Après, encore niveau langage, j'ai du mal à comprendre ce que tu entends par "paramètres de réaction"... Qu'entends tu par "paramètres"...?

Les efforts réalisés sont déjà importants, y'a encore du chemin ! en avant !

[alexchimiste]

ca ca risque d'étre compliqué étant donné que c'est un des éléments créés par la réaction

L'eau, en plus d'être générée par la réaction, est déjà présente à la base quand tu verses du permanganate de potassium solide sur du peroxyde d'hydrogène, car ce dernier est vendu en mélange à raison de 35% en masse de peroxyde d'hydrogène dans le solvant eau !

[cycy]

Merci Alex tes propos sont encourageants.

J'utilise du peroxyde d'hydrogène à 30%

L'ion K+ semble en effet être un ion spectateur

Y a t-il un quelconque entité chimique qui permettrait d'empêcher l'auto prototype de l'eau?

Merci

[brusicor02]

C'est un équilibre thermodynamique, donc pas grand chose à faire pour éviter cela.

[ExpertAs]

Bonjour!

Il faut noter que l'autoprotolyse de l'eau est plus grande à plus haute température.

[cycy]

C'est bien la le problème... La réaction est exothermique en plus...

C'est quoi au juste l'autoprotolyse de l'eau? C'est dû à quoi?

Au final donc qu'elle serait l'équation la plus probante?

Merci

[Blackline]

Pourquoi l'autoprotolyse te semble-t-elle si problématique ?

Souhaiterais tu que la réaction ne marche pas ? 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 :

Elle agit comme une base (capter des protons) : H2O + H+ <=> H3O+

Elle agit comme un acide (céder des protons) : H2O <=> HO- + H+

[cycy]

quelqu'un peut-il m'expliquer en des thermes plus simple ce que c'est que l'autoprotolyse de l'eau svp??

je suis un peu un ignare sur ce sujet :p

merci bc

[darrigan]

En plus simple ?

$H_2O + H_2O \leftrightarrows H_3O^+ + OH^-$

[cycy]

Merci beaucoup,

Ca j'ai compris mais je comprend pas pourquoi ça se passe. J'imagine que l'eau ne s'autoprotolyse pas tt le temps alors pourquoi s'autoprotolyse t-elle ou non?

Merci

[darrigan]

C'est un équilibre qui existe toujours.
Mais attention, ce qu'il faut comprendre, c'est que cet équilibre est très très très […] très déplacé vers la gauche !
Ce qui veut dire que, dans de l'eau pure, il y a très très très […] très peu d'ions $H_3O^+$ et $OH^-$.
A 25 °C, la concentration en ces ions est égale à $10^{-7} mol/L$.

Voir : https://fr.wikipedia.org/wiki/Autoprotolyse

[cycy]

merci

Y a t-il des facteurs qui peuvent faire qu'il y ait une augmentation de la concentration des ions H3O+ et OH- comme une hausse de la température ou de la pression, ou une réaction avec KMnO4 ou H2O2?

et si malgré tout la concentration est très petite, et il possible que cela fasse autant varier le Ph par consommation des H+?

merci d'avance

C-B

[ExpertAs]

Le fait d'ajouter un acide va augmenter la concentration en ions hydronium et baisser la concentration de l'ion hydroxyde et inversément le fait d'ajouter une base va diminuer la concentration H+ et augmenter OH-. À température ambiante le produite ionique de l'eau (concentration molaire de H+ fois la concentration molaire de OH- vaut 10-14 même en présence d'un acide ou d'une base). On ne peut le modifier que faiblement par changement de la température. Sans cette autoprotolyse, on aurait pas un pH 7 pour de l'eau pure! Car c'est la concentration de l'ion hydonium qui se trouve à concentration de 10-7 qui compte pour indiquer le pH 7 (pH = -log [H+]).

[cycy]

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.

Quelqu'un peut il me corriger svp.

Merci à tous... vous m'aidez beaucoup.

Cyriac

[alexchimiste]

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 :

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 : MnO4- + 8 H+ + 5 e- = Mn2+ + 4 H2O ; E°(MnO4-/Mn2+) = +1,51 V/ESH
* réduction de l'ion permanganate, en milieu basique : MnO4- + 4 H+ + 3 e- = MnO2 + 2 H2O ; E°(MnO4-/MnO2) = +1,69 V/ESH
* oxydation de l'eau oxygénée : H2O2 = 2 H+ + 2 e- + O2 ; E°(O2/H2O2) = +0,69V/ESH
* réduction de l'eau oxygénée : H2O2 + 2 H+ + 2 e- = 2 H2O ; E°(H2O2/H2O) = +1,77V/ESH
* réduction du dioxyde de manganèse, en milieu acide : MnO2 + 4 H+ + 2 e- = Mn2+ + 2 H2O ; E°(MnO2/Mn2+) = +1,23 V/ESH
* équilibre d'autoprotolyse de l'eau : H2O = 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 MnO4-/Mn2+ à un potentiel plus élevé que le couple O2/H2O2, il peut donc y avoir une réaction redox entre ces deux couples,
* la demi équation de réduction est : MnO4- + 8 H+ + 5 e- = Mn2+ + 4 H2O,
* la demi équation d'oxydation est : H2O2 = 2 H+ + 2 e- + O2
* 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 !

[cycy]

Bonjour,

Merci beaucoup Alex d'avoir formulé une réponse aussi complète...

Je sais donc maintenant qu'on n'a pas à intégrer l'autoprotolyse de l'eau dans mon équation de réaction

Je ne m'étais donc pas trompé au début, ça me rassure...

Néanmoins je n'ai pas compris comment tu calcules les potentiels de tes demis-équations.

Ensuite, est ce que tu pourrais détailler en privée si cela ne te prend pas trop de temps la façon dont tu construis les différentes demies équations que tu donnes comme données dans ton exposé.

Amicalement

un très grand merci à Alex

Cyriac

[brusicor02]

Bonsoir,

Alex n'a pas calculé les potentiels standard, ils sont mesurés expérimentalement et tabulés : Potentiels standards
Tu as également sur cette page la méthode pour équilibrer les demi-équations.

[cycy]

Merci beaucoup