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on change de métal, maintenant c'est Mg

chemist38 435 messages postés Posté le : 08/01/2006, 00:04 (Lu 10428 fois) mon ami le savant fou a récupéré des copeaux de Mg à l'IUT et il m'en a donné quelques uns. je voulais voir si le Mg pouvait se dissoudre dans l'eau pour faire des solutions colorées comme avec le CuSO4. alors j'ai essayé de mettre un des copeaux dans un peu d'eau du robinet. en chauffant un peu (bain d'eau chaude), j'ai observé des bulles de gaz. je pense qu'on a la réaction 2H+ + 2e- -->H2 car j'ai regardé les potentiels standards et c'est possible... vu le copeau est un peu gros, pas divisé et pas décapé, la réaction à du mal à se faire. j'ai aussi pensé à mettre du CuSO4 dedans et là, la réaction se fait mieux. toujours d'après les potentiels standards, on oxydation du Mg en Mg2+ et réduction du Cu2+ en Cu. c'est la réaction qui a le plus gros écart de potentiel. mais on peut aussi avoir réduction du sulfate en SO2. l'écart de potentiel est plus petit que pour l'autre donc elle doit se faire mais on pourrait presque dire que c'est une réaction parasite. j'ai bon ou pas docteur ??? j'ai pensé que si on attaqué Mg par H2SO4 concentré, on pourrait facilement solubiliser le métal à cause des réactions de H+ et SO42- sur le métal. faudra que j'essaye... sinon, petite question bonus. comment je fais pour récupérer le Cu que j'ai fabriqué par oxydo-réduction sachant que le précipité est très fin et que je ne souhaite pas filtrer mas solution (y'en a trop peu et je pourrais rien récupérer...). en clair, à part évaporer l'eau, est ce qu'il existe un autre moyen d'agglomérer le précipité avec des trucs qu'on a à la maison ???

Re: on change de métal, maintenant c'est Mg [8664]

chimistos 83 messages postés Posté le : 08/01/2006, 20:19 (Lu 10409 fois) as tu penser a faire une éléctrolyse ? il te suffirai ensuite de récuperer le cuivre accumulé sur ton éléctrode ..? La chimie !! La chimie !! .................

Re: on change de métal, maintenant c'est Mg [8708]

chemist38 435 messages postés Posté le : 09/01/2006, 15:39 (Lu 10392 fois) et si j'attaque Mg par H2SO4 concentré, ça devrait marcher...

Re: on change de métal, maintenant c'est Mg [8717]

(Césium) messages postés Posté le : 09/01/2006, 16:36 (Lu 10389 fois) Je ne sais pas si c'est ce que tu voulais savoir mais MgSO4 est incolore

Re: on change de métal, maintenant c'est Mg [8719]

chemist38 435 messages postés Posté le : 09/01/2006, 16:43 (Lu 10386 fois) je voulais savoir si je pouvais dissoudre 1 copeau de Mg par une attaque au H2SO4

Re: on change de métal, maintenant c'est Mg [8720]

(Césium) messages postés Posté le : 09/01/2006, 16:45 (Lu 10385 fois) Oui c'est possible selon l'équation : Mg+H2SO4=MgSO4+H2

Re: on change de métal, maintenant c'est Mg [8722]

chemist38 435 messages postés Posté le : 09/01/2006, 16:50 (Lu 10383 fois) oué mais il y a une autre réaction : SO42- + Mg --> Mg2+ + SO2 (gaz) + ... à équilibrer donc je dervais y arriver. je ferais le test et on verra après...

Re: on change de métal, maintenant c'est Mg [8732]

maurice Modérateur 1758 messages postés Posté le : 09/01/2006, 17:59 (Lu 10376 fois) La réaction du métal magnésium avec les solutions acides est très vive. Elle est même parfois si vive que le magnésium est emporté par les bulles du gaz H2 qu'il produit au contact de l'acide. Donc il vient flotter à la surface. La réduction de H2SO4 en SO2 n'est possible qu'avec de l'acide sulfurique concentré chaud, et elle est toujours secondaire. La principale reste toujours le dégagement de H2. Professeur de chimie de niveau préuniversitaire

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