Problème 2

La réaction des ions permanganate avec le peroxyde d'hydrogène en milieu acide donne des sels de Mn(II) avec dégagement d'oxygène. Quatre schémas sont proposés : (1)

2\ce{MnO4-} + 1\ce{H2O2} + 6\ce{H+} -> 2\ce{Mn^{2+}} + 3\ce{O2} + 4\ce{H2O}

; (2)

2\ce{MnO4-} + 3\ce{H2O2} + 6\ce{H+} -> 2\ce{Mn^{2+}} + 4\ce{O2} + 6\ce{H2O}

; (3)

2\ce{MnO4-} + 5\ce{H2O2} + 6\ce{H+} -> 2\ce{Mn^{2+}} + 5\ce{O2} + 8\ce{H2O}

; (4)

2\ce{MnO4-} + 7\ce{H2O2} + 6\ce{H+} -> 2\ce{Mn^{2+}} + 6\ce{O2} + 10\ce{H2O}

. (a) Lequel traduit la réaction réelle ? Justifier par transfert d'électrons. (b) Identifier l'oxydant et le réducteur. (c) Quelle masse de permanganate de potassium faut-il pour libérer 112 cm

^3

d'oxygène à 0 °C, 1 atm à partir d'un excès de

\ce{H2O2}

en milieu acide ? (

M(\ce{KMnO4}) = 158{,}04

g mol

^{-1}

)

Étape 1 sur 3 : Le bilan électronique sélectionne l'équation 3

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\ce{Mn^{VII} + 5e- -> Mn^{II}}, \quad (\ce{O2})^{-II} - 2e^- -> \ce{O2^0} \Rightarrow 2\ce{Mn^{VII}} + 5(\ce{O2})^{-II} -> 2\ce{Mn^{II}} + 5\ce{O2^0}

Analyse

Le manganèse est réduit de +7 à +2 (gain de 5 e-) ; les oxygènes peroxo sont oxydés de -1 à 0 (perte de 2 e- par molécule de $\ce{H2O2}$ ). Le PPCM de 5 et 2 étant 10, il faut 2 $\ce{MnO4-}$ pour 5 $\ce{H2O2}$ — seule l'équation 3 est chimiquement valide.