Interaction entre le permanganate et les composés du chrome(III)
La faisabilité thermodynamique des réactions d'oxydoréduction entre les composés du chrome et du manganèse est déterminée par leurs potentiels standard. Le potentiel de l'ion permanganate (+1,51 V) étant supérieur à celui de l'ion dichromate (+1,33 V), le permanganate de potassium est capable d'agir comme oxydant vis-à-vis des sels de chrome(III).
Lors du mélange de solutions acidifiées de permanganate de potassium et de sulfate de chrome(III), la réaction se déroule spontanément. La coloration violette du permanganate disparaît et la solution prend la couleur orange caractéristique du dichromate formé.
En milieu fortement acide, les produits de la réaction sont le dichromate de potassium, l'acide dichromique et le sulfate de manganèse(II). La réaction inverse — l'oxydation des ions manganèse(II) par le dichromate — ne se produit pas dans les conditions standard, car le dichromate est un oxydant plus faible et nécessite des conditions drastiques (par exemple, l'ébullition ou la présence de catalyseurs spécifiques).
Transformations des hydroxocomplexes de chrome(III)
Le chrome(III) en milieu alcalin est capable de former des hydroxocomplexes solubles, par exemple une solution verte de tétrahydroxodiasquachromate(III) de potassium. Les propriétés chimiques de ce complexe dépendent du réactif ajouté :
- Action du peroxyde d'hydrogène. Lors de l'ajout de H₂O₂ à l'hydroxocomplexe en milieu alcalin, le chrome(III) est oxydé en chrome(VI). Visuellement, cela se traduit par le passage de la couleur de la solution du vert au jaune, ce qui indique la formation d'ions chromate.
- Action des acides. L'introduction d'un excès d'acide sulfurique entraîne la destruction complète de l'ion complexe. En conséquence, le milieu devient acide et la solution vire au violet (ou vert-gris), ce qui indique la formation d'ions chrome(III) hydratés libres sous forme de sulfate de chrome.
Propriétés d'oxydoréduction du cuivre(II)
Les ions cuivre(II) présentent également des propriétés d'oxydoréduction et de complexation intéressantes. Lors de l'interaction d'une solution de sulfate de cuivre(II) avec l'iodure de potassium, le cuivre agit comme un oxydant.
L'ion cuivre(II) oxyde l'ion iodure en iode moléculaire libre, tout en se réduisant en cuivre(I). L'iodure de cuivre(II) ainsi formé est extrêmement instable et se décompose instantanément en iodure de cuivre(I) et en iode libre. On observe la précipitation d'un précipité blanc d'iodure de cuivre(I), qui est souvent masqué par la coloration brune de la solution due à la présence d'iode moléculaire libéré.
De plus, le cuivre présent dans les solutions de ses sels peut être déplacé par des métaux plus actifs. Par exemple, une pièce en fer placée dans une solution de sulfate de cuivre se recouvrant d'un dépôt rouge de cuivre métallique, le fer se trouvant plus à gauche dans la série électrochimique des activités. L'argent, étant un métal moins actif, ne réagit pas avec le sulfate de cuivre.
Théorie de coordination illustrée par les complexes
L'hexahydrate de chlorure de chrome(III) constitue un exemple classique d'isomérie d'hydratation. Sa structure peut être facilement mise en évidence par la réaction de précipitation des ions chlorure de la sphère externe par le nitrate d'argent :
- Isomère vert. Lors de l'ajout de nitrate d'argent à une mole de cette substance, il ne se précipite que 0,1 mole de chlorure d'argent (lors d'une réaction de quantités équimolaires dans un rapport de 1:1). Cela prouve qu'un seul ion chlore se trouve dans la sphère externe. La formule du complexe est le chlorure de dichlorotétraaquachromate(III) dihydraté.
- Isomère violet. L'interaction avec le nitrate d'argent donne un précipité dans un rapport molaire de 1:3, par conséquent, les trois ions chlorure se trouvent dans la sphère externe. Le complexe est le chlorure d'hexaaquachromate(III).
Les propriétés de coordination sont également caractéristiques du cuivre(II), qui forme des complexes avec un indice de coordination de 4. On peut citer comme exemples les composés avec la méthylamine monodentate et l'éthylènediamine bidentate, qui forme des cycles chélates intrakomplexes particulièrement stables.
En bref : réponses aux questions sur le sujet
Quels sont les produits formés lors de la réduction du permanganate de potassium dans différents milieux (acide, neutre, alcalin) ?
Les produits de la réduction du permanganate de potassium dépendent du pH du milieu, cependant les sources ne décrivent les réactions que pour les milieux acide et neutre.
- Milieu acide — formation de sels de manganèse(II), en particulier le cation $Mn^{2+}$ (par exemple sous forme de sulfate de manganèse $MnSO_4$).
- Milieu neutre — précipitation d'oxyde de manganèse(IV) ($MnO_2$).
- Milieu alcalin — l'utilisation d'hydroxyde de potassium ($KOH$) est mentionnée pour créer le milieu, mais les produits spécifiques de réduction du permanganate ne sont pas indiqués dans le texte.
Pour mémoriser les couleurs des composés du chrome, utilisez l'association : « Le chromate est comme le soleil (jaune, milieu alcalin), le dichromate est comme une orange (orange, milieu acide). »
Questions des cours et des examens
Pourquoi le dichromate de potassium n'oxyde-t-il pas le sulfate de manganèse dans les conditions ordinaires ?
En raison de la différence des potentiels d'oxydation. Le potentiel de réduction du permanganate (+1,51 V) est supérieur à celui du dichromate (+1,33 V), de sorte que le dichromate n'est pas un oxydant assez puissant pour convertir Mn²⁺ en MnO₄⁻ sans catalyseurs.
Quelle est la couleur du précipité formé lors de la réaction du sulfate de cuivre(II) avec l'iodure de potassium ?
Il se forme un précipité d'iodure de cuivre(I), qui est blanc en soi, mais qui est masqué en solution par la couleur brune de l'iode moléculaire libéré.
En quoi les isomères de l'hexahydrate de chlorure de chrome(III) diffèrent-ils les uns des autres ?
Ils diffèrent par la distribution des molécules d'eau et des ions chlore entre les sphères de coordination interne et externe du complexe, ce qui influence leur couleur (vert ou violet) et leur réactivité chimique avec le nitrate d'argent.
À étudier également sur le sujet
- Problèmes de calcul sur la variation de la masse d'une plaque métallique (ou d'un fil) lors du déplacement de métaux à partir de solutions de leurs sels.
- Fusion oxydante en milieu alcalin de l'oxyde de chrome(III) avec formation de chromates.
- Réduction aluminothermique des chromates.
- Réactions d'oxydation des composés du fer(II) par le dioxyde d'azote (NO₂) et l'acide nitrique.
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