salut !

oui ça c'est bon.
Maintenant je te conseille d'utiliser les formules de Nernst

L'équation de Nernst est : E(Ox/Red)=E°(Ox/Red) 0,059/n log (Ox)/(Red)

Donc :

E(MnO4-/Mn2+)=E°(MnO4-/Mn2+)+(0.059/5)log[(MnO4-)/(Mn2+)]

E(MnO4-/Mn2+)=1,51+(0.059/5)log[(MnO4-)/(Mn2+)]
Mais comment trouver log[(MnO4-)/(Mn2+)]?

oui mais précise que c'est parce-que tu es à pH = 0 et donc que les ions oxoniums sont négligés.
Ensuite tu dois faire ça pour l'acide oxalique.

Et que sais-tu des potentiels à l'équilibre?
Quelle est la relation entre E₃ de ta réaction, E pour le couple du permanganate et E pour le couple de l'acide oxalique?

  bonjour shadowmiko

  Tu as du apprendre que l'oxydant au potentiel le plus haut oxyde un reducteur au potentiel plus bas : ici l'oxydant est MnO4 - dont le couple redox est à 1,51V et il oxyde l'acide oxalique qui entre dans un couple de potentiel -0,475 V ...

  La deuxième méthode consiste à calculer la constante d'équilibre de la réaction bilan , ceci à partir des formules de Nernst , de constater que la constante est très grande et de conclure que la réaction est quasitotale .  

Ok.

Comment ça les potentiels à l'équilibre...?

E3=E1+E2 non?

Donc E(MnO4-/Mn2+)=E°(MnO4-/Mn2+)=1,51V

Et E(CO2/H2C2O4)=E°(CO2/H2C2O4)= -0,475 V

à pH = 0 en négligeant les ions oxoniums ???

Je suis un peu perdue en faite :s

la réaction spontanée qui se produit est la réaction de l'oxydant le plus fort avec le réducteur le plus fort. A l'équilibre tous les couples redox ont le même potentiel

Ça veut dire qu'à l'équilibre E1=E2=E3

2E3=E1+E2 ?

Et E(MnO4-/Mn2+)=E°(MnO4-/Mn2+)=1,51V

   E(CO2/H2C2O4)=E°(CO2/H2C2O4)= -0,475 V

C'est bien ça?

En faite je dois faire la préparation de mon Tp ci dessous pour demain :

1) Ecrire l'équation de Nernst pour chacun des couples redox rencontrés dans le du TP.

2) A l'aide des potentiels standard, vérifier que la réaction redox entre les ions permanganate et l'acide oxalique est possible. On donne : E°(MnO4-/Mn2+) = 1,51 V et E°(CO2/H2C2O4) = -0,475 V à pH = 0. Ecrire alors l'équation bilan de cette réaction.

3) De même, vérifier que la réaction redox entre les ions permanganate et les ions Fe2+ est possible. On donne : E°(MnO4-/Mn2+) = 1,51 V et E°(Fe3+/Fe2+) = 0,77 V à pH = 0. Ecrire alors l'équation-bilan de cette réaction.

4) Quelle est la relation à l'équivalence entre le nombre de moles d'oxydant et de réducteur pour ces 2 réactions?

5) La solution titrante utilisée : le permanganate de potassium est métastable. Il est donc nécessaire de vérifier sa concentration avant utilisation. Cette métastabilité s'explique par le fait que le permanganate réagit partiellement avec l'eau. Ecrire cette réaction sachant que les couples redox concernés sont : O2/H2O et MnO4-/MnO2.

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1) Il faut juste noter les équations et non les calculer, c'est bien ça?

2)  E1=E2=E3

    2E3=E1+E2


   E(MnO4-/Mn2+)=E°(MnO4-/Mn2+)=1,51V

   E(CO2/H2C2O4)=E°(CO2/H2C2O4)= -0,475 V ???

3)Idem que pour la 2) mais quand est ce qu'on peu dire qu'une réaction est possible?

4) Il faut 2 moles de MnO4- pour 5 moles de C2O4H2

5)
H2O2->2e- +02+2H+                            *5
MNO4- +8H+ +5e- ->Mn2+ +4H2O                 *2
----------------------------------------
5H2O2+2MNO4- + 6H+ ->5O2 +2Mn2+ + 8H2O

Est ce cela?

Merci de votre aide!

  1) on te demande d'écrire la formule de Nernst pour les couples redox considérés . On ne te demande rien d'autre
  2) une reaction redox est possible quand le potentiel standard de l'oxydant est plus éléevé que le potentiel standard du réducteur : ici l'ion MnO4- est l'oxydant , potentiel 1.51 V et il peut donc oxyder l'acide oxalique , réducteur au potentiel -0.475 V
la réaction bilan est bien celle que tu as ecrite dans ton premier post
  3) meme genre de question avec le reducteur Fe2+ qui intervient dans le couple Fe2+/Fe3+
  4) decoule des réactions bilan ecrites
  5) l'eau est oxydable en O2 : H2O ( reducteur)-> 2E- + 2H+ + 1/2O2   le potentiel de ce couple est 1,21V à pH =0
Tu vois donc que l'oxydant MnO4- ( potentiel 1,51V ) est capable d'oxyder l'eau ( reducteur à pH = 1.21) Mais cette réaction est très très lente et on peut garder des solutions aqueuses de permanganate un petit moment. De telles solutions , instables , sont dites metastables !

lorsque l'on mélange du permanganate et de l'acide oxalique : il se produit une réaction redox et à la fin on a un équilibre , lorsqu'on a atteint cet équilibres les deux potentiels redox sont égaux ... mais les potentiels ( qui sont donnés par la formule de Nernst )  sont très differents des potentiels standard
  

Ah d'accord merci.

Pour la 5) l'équation est bien celle ci?

O2/H2O : H2O = 2e- + 2H+ + 1/2O2 *5
MnO4-/MnO2 : MnO4- + 5e- +8H+ = Mn 2+ +4 H2O *2
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5H2O + 2MnO4- + 6H+ = 2Mn2+ + 8 H2O

petite erreur de ma part ... pour la dernière question le couple à considerer est MnO4-/MnO2
MnO4 - + 3e- + ... H+ = MnO2 + ...H2O
couplé avec H2O = 1/2O2 + 2H+ +2e-

A toi d'écrire la réaction bilan , qui est celle supposée se produire , d'après ton enoncé, entre le permanganate et l'eau et d'après l'enoncé on ne demande même pas de justifier par les potentiels redox cette réaction !