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Titrage d'une solution de H202 par une solution de KMnO4
Bonjour, est-ce que vous pouvez m'aider pour la question b) et le 3/
Pour le 3 on est censé trouver C=9,75 mol.L-1 mais en posant :
20*C/(3*100)=5*10-2*15.6/2 je trouves C=5.85 je ne vois pas comment faire autrement.
b)Ecrire l'equation de reaction de titrage en milieu acide, montrer qu'elle est totale à pH=0.
3/ on dilue 100 fois la solution commerciales, puis on dose un volume V0=20mL de la solution diluée par une solution acidifiée de permanganate de potassiums de concentration 5*10-2 mol.L-1.
Ve=15.6mL
données :
Volume molaire en conditions nomales 22.4 L.mol-1
E°(MnO4-/Mn2+)=1.51 V
E°(O2(g)/H2O2)=0.7 V
E°(MnO2(s)/Mn2+)=1.23 V
E°(MnO4-/MnO2(s))=1.68 V
Merci d'avance (Vanoise ?).
Bonsoir
Si mes calculs sont corrects, le fait d'obtenir 5,85mol/L indique que tu as considéré que l'ion permanganate était réduit en MnO2 . A la seule considération des valeurs des potentiels standard, ton raisonnement ne manque pas de logique : tu fais intervenir l'oxydant le plus fort sur le réducteur le plus fort...
En réalité, en milieu très acide (pH voisin de zéro) MnO2 est instable dans l'eau alors que Mn2+ est stable. Dans ton équation bilan, il faut donc considérer que l'ion permanganate se réduit en ion Mn2+. Reprends ton équation bilan et tu vas tomber sur la valeur indiquée par ton corrigé !
Pour savoir que Mn02 est instable en milieu très acide, on peut, par exemple, tracer le diagramme de Pourbaix de l'élément manganèse (diagramme potentiel - pH). J'ignore si ce type de diagramme est à ton programme...
D'accord merci, j'ai trouvé.
Pour la question b) je trouves K°=3.16*10^67 donc la réaction est "totale" c'est bien ca ?
Re,
En fait j'ai un doute, dans "la" formule de K° on utilise n le nombres d'électrons échagés et si j'ai bien compris, quand on a un multiple, disons 2 e- dans le couple 1 et 4 dans le couple 2 on prend n=4 mais ici, on a 2 et 5 alors il faut prendre 5 ou 10 ?
Il y a (au moins) deux méthodes pour obtenir K° :
1° écrire l'égalité des potentiels de Nernst
2° raisonner sur les enthalpies libres standard de demies réactions.
Laquelle utilises-tu ?
Re,
Avec la formule K°=10^((n/0.06)*(E°1-E°2))
et en prenant n=10 je trouves 10^135 avec E°1=1.51 et E°2=0.70
Bonjour
Avec la formule K°=10^((n/0.06)*(E°1-E°2))
et en prenant n=10 je trouves 10^135 avec E°1=1.51 et E°2=0.70
OK pour l'application numérique. En général dans les problèmes, on demande de redémontrer cette formule au cas par cas...
la formule ne change pas pourtant ?
Non à condition d'appeler n le nombre d'électrons échangés correspondant à l'équation bilan et pas systématiquement le produit des deux nombres. Cela n'empêche pas de nombreux problème de demander la démonstration...
Exemple : si la première demie équation fait intervenir n1=2e- et la seconde n2=4e- Tu écris l'équation bilan en considérant un échange global de n = 4e- et non de n=n1*n2.
La formule qui relève vraiment du "cas par cas" est celle permettant d'obtenir le potentiel standard d'un couple en fonction des potentiels standard de deux autres couples faisant intervenir le même élément chimique .
Exemple : exprimer E°(MnO4-/Mn2+) en fonction de E°(MnO2(s)/Mn2+) et de E°(MnO4-/MnO2(s))
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