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 3 sur 3 : Calcul de la masse de KMnO4

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n(\ce{O2}) = \dfrac{0.112}{22.4} = 0.0050\ \text{mol} \Rightarrow n(\ce{KMnO4}) = \dfrac{2}{5} \times 0.0050 = 0.0020\ \text{mol}

Analyse

D'après le rapport molaire 2 : 5, 0,0050 mol d' $\ce{O2}$ nécessite $0{,}0020$ mol de $\ce{KMnO4}$ . Masse : $m = 0{,}0020 \times 158{,}04 = 0{,}316$ g.

Erreur fréquente. Les équations (1), (2) et (4) peuvent sembler équilibrées en atomes, mais violent la conservation des électrons pour les couples réels.