Aurélie 01/02

oxydo réduction

détermination de la teneur en fer d'une fonte

lame d'étain et ion Cu2+.

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Afin de déterminer la teneur en fer d'une fonte on attaque un échantillon de masse m =1 g de fonte par l'acide sulfurique concentré en excès. Après filtration on recueille 100 mL de phase liquide. On prélève 10 mL de cette solution que l'on dose à l'aide d'une solution de permanganate de potassium KMnO4 à 0,02 mol/L. L'équivalence est atteinte pour 17,2 mL de permanganate.

  1. Quels sont les couples redox intervenant dans l'attaque de la fonte par l'acide sulfurique.
    - Ecrire les demi-équations électroniques correspondantes.
    - Ecrire l'équation de la réaction du métal fer avec les ions oxonium.
  2. Quels sont les couples redox intervenant dans lors du dosage par le permanganate de potassium.
    - Ecrire les demi-équations électroniques correspondantes.
    - Ecrire l'équation de la réaction du dosage.
    - Pourquoi n'est-il pas nécessaire d'acidifier la solution ?
    - Comment peut-on détecter l'équivalence du dosage ?
  3. Etablir un tableau descriptif du système chimique à l'équivalence.
    - Quelle est la quantité de matière d'ion fer II titrée ?
    - En déduire la concentration molaire des ions fer II.
    - Quel est le pourcentage massique du fer dans l'échantillon de fonte ?
  4. Déterminer le volume du gaz dégagé lors de l'attaque de la fonte par l'acide sulfurique.
    - Comment peut-on mettre en évidence ce gaz ?
    volume molaire : 24 L/mol
    masse atomique molaire : Fe = 55,8 g/mol.

 

corrigé
couple redox : attaque de la fonte

Fe2+ / Fe

H3O+ / H2

demi équations électroniques :

2H3O+ + 2 e- = 2H2O + H2 réduction.

Fe = Fe2+ + 2e- oxydation.

2H3O+ +Fe --> Fe2+ + 2H2O + H2

couple redox : dosage par le permanganate

Fe2+ / Fe

MnO4- / Mn2+

demi équations électroniques :

MnO4- + 8 H+ + 5 e- = Mn2+ + 4H2O réduction.

Fe2+ = Fe3+ + e- oxydation.

MnO4- + 8 H+ + 5 Fe2+ --> Mn2+ + 5Fe3+ +4H2O

lors de l'attaque de la fonte, l'acide sulfurique se trouvait en excès : il n'est pas nécessaire d'acidifier.

l'ion permanganate violet joue un double rôle : c'est un réactif et l'indicateur de fin de réaction.

à l'équivalence

l

MnO4- ajoutés
+ 5 Fe2+
initial
0
0,01 C mol
avant équivalence
x = 0,02 V
0,01 C - 5x = 0,01 C-0,02*5 V
équivalence
0,02 * 0,0172 = 3,44 10-4 mol
0
0,01 C - 5* 3,44 10-4 =0

C = 0,172 mol/L.

soit 0,0172 mol d'ion fer II dans 0,1L.

masse de fer dans l'échantillon : 0,0172 * 55,8 = 0,96 g

pourcentage massique : 0,96 /1 * 100 = 96 %.

dihydrogène

2H3O+ +Fe --> Fe2+ + 2H2O + H2

à 0, 0172 mol de fer correspond 0,0172 mol de dihydrogène

volume de ce gaz : 24* 0,0172 = 0,41 L.

en présentant une flamme au mélange dihydrogène air on entend une petite explosion.

 Dans un demi-litre d'une solution de chlorure de cuivre II, on immerge une plaque d'étain Sn. Après un certain temps, la solution est complètement décolorée et un dépôt rouge couvre la plaque. Celle-ci à perdu 55 mg d'étain.

  1. Quels sont les couples redox mis en jeu ?
    - écrire les demi équations électroniques.
    - Ecrire l'eéquation de la réaction.
  2. Quelle est la masse du dépot de cuivre formé ?
  3. Quelle est la concentration initiale de la solution de chlorure de cuivre II ?

Données : Couple oxydant / réducteur: Sn2+(aq) / Sn(s) ;

masse atomique molaire en g/mol : Sn = 118,7 ; Cu = 63,5.

 

corrigé
couples redox :

Sn 2+ / Sn ; Cu2+ / Cu

Sn = Sn2+ +2e- oxydation.

Cu2+ = Cu +2e- réduction.

Cu2+ + Sn donne Sn2+ + Cu

quantités de matière :

étain : 0,055 / 118,7 = 4,6 10-4 mol

d'après l'équation bilan : 4,6 10-4 mol de cuivre

masse de cuivre : 63,5 *4,6 10-4 = 0,0294 g.

donc 4,6 10-4 mol d'ion cuivre II dans 0,5 L

4,6 10-4 / 0,5 = 9,2 10-4 mol/L ion Cu2+.

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