Détermination expérimentale du potentiel standard du couple Fe3+/Fe2+

[invitea5d36875]

Bonjour,
je voudrais savoir comment déterminer de manière expérimentale le potentiel standard du couple Fe3+/Fe2+.
Voilà le protocole auquel j'ai pensé :

On introduit dans un bécher une solution d'ion Fe2+ et Fe3+ dont on connait la concentration. Ensuite on introduit une électrode de référence et une électrode de platine et on mesure le potentiel entre ces deux électrodes.

On obtient E (Fe3+/Fe2+) par rapport à l'électrode de référence et avec la relation de Nernst comme on connait les concentrations en Fe2+ et Fe3+ on peut en déduire le E°(Fe3+/Fe2+).

Est ce que c'est une manipulation qui fonctionne?
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[inviteac45697a]

en général on utilise plutôt la voltamétrie cyclique: http://en.wikipedia.org/wiki/Cottrell_equation

ou une électrode tournante.

sur ta méthode, ça s'apparente à de la potentiométrie.

[invitea5d36875]

Je dois utilisée une méthode comme celle que j'ai décrit, c'est pour un TP.
En fait j'ai fait la même chose avec une électrode de cuivre dans une solution de Cu2+ et je réussi à trouvé le potentiel standard du couple Cu2+/Cu.
Mais comme la c'est pour le couple Fe3+/Fe2+ il n'y a pas de métal et j'ai donc un doute sur l'électrode à utiliser pour déterminer le potentiel du couple avec une méthode semblable.

Merci de ta réponse en tout cas, mais est ce que ma méthode peut fonctionner quand même?

[jeanne08]

Oui ta méthode va marcher .
- Un détail tu ne vas pas trouver un E° de 0,77V ( ramené à l'électrode normale à hydrogène ) car les ions Fe2+ et Fe3+ mis sont mis avec des anions donc donnent des complexes avec ces anions
- Tu devras peut être te mettre en milieu acide ( acide sulfurique par exemple) car l'hydroxyde de fer III précipite à pH relativement faible.

[A voir en vidéo sur Futura]

[invitebc625b2c]

Bonjour

J'aimerais faire la même chose et j'ai lu dans le Grecias Chimie PC* un protocole différent qui me chiffonne.
Il est marqué :
Verser dans une fiole jaugée de 100 mL, 5 mL de sulfate ferreux 0,10 mol/l et 20 mL d'acide nitrique HNO₃ à 1 mol/l. Puis completer à 100 mL avec de l'eau distillée.
On utilise bien sur une electrode platine avec une ECS et un pHmètre.

On rajoute NaOH (concentré) pour modifier le pH et on mesure E et pH.

Mon problème est le suivant : D'ou viennent les ions Fe³⁺ ?
Fe²⁺ proviennent du sulfate ferreux
Acide nitrique pour se mettre en milieu très acide
J'ai calculé le quotient réactionnel initial qui est < au Ks donc pas de précipitation.
Quelle est la réaction qui transforme les Fe²⁺ en Fe³⁺ pour avoir une répartition équimolaire ?
(C'est pas le dioxgène dissous dans l'eau quand même ?)

Merci pour vos réponses

[inviteeb6310ba]

en fait HNO3 en plus d'être un acide fort est un puissant oxydant et va donc oxyder une partie de tes ions Fe2+ en Fe3+

[invitebc625b2c]

La réaction entre l'anion oxydant et Fe²⁺ doit donner :
3Fe²⁺ + NO₃^- + 4H⁺ = 3F³⁺ + NO + 2 H₂0
Les quantités de matière introduites sont :
n(Fe²⁺) = 5.10-4 mol
n(H⁺) = n(NO₃^-) = 20.10-3 mol
J'ai trouvé les potentiels standard des couples :
E°(NO₃^-/NO) = 0,96 V
E°(Fe³⁺/Fe²⁺) = 0,77 V

Soit une constante d'équilibre K° =10^{3*(0,96-0,77)/0,06} = 10^9,5
Bref une réaction quantitative.
Je ne vois toujours pas comment on fait pour avoir [Fe³⁺] = [Fe²⁺] initialement ?

Question subsidiaire : La manipulation n'est pas un peu dangereuse ? car NO va s'oxyder en NO₂ qui est toxique

Merci de vos réponses

[jeanne08]

- L'acide nitrique est un oxydant mais la réaction est assez lente à froid .
- Si tu veux tracer le diagramme potentiel-pH du couple FeIII/FeII tu dois mettre au départ en milieu acide un mélange équimolaire de Fe2+ et Fe3+ avec de l'acide sulfurique par exemple ( ordre de grandeur des concentrations pour les ions du fer 0,01 , pour l'acide 0,1 mol/L)
- tu mets un voltmètre avec électrode de platine+ reference ( pour mesurer E) et un pHmètre standardisé avec électrode de verre et électrode de reférence pour mesurer le pH
- tu ajoutes de la soude assez concentrée (1à 2 mol/L ) très doucement (inutile de relever les quantités ajoutées) et suis le pH et le potentiel E, il va d'abord y avoir neutralisation partielle de l'acide puis précipitation de Fe(OH)3 , puis précipitation de Fe(OH)2 puis accumulation de soude .Le pH peut varier "lentement" ou "rapidement " lorsqu'on ajoute la soude ...
- tu n'obtiendras pas exactement la courbe habituellement tracée car en réalité il se forme des complexes entre les ions du fer et OH- et la courbe est plus "arrondie" !

[invitebc625b2c]

Je vous remercie pour vos réponses.
Mais, à titre de curiosité, j'aimerais savoir avec le protocole fourni comment arriver à [Fe²⁺] = [Fe³⁺] initialement ?

Cordialement

[jeanne08]

- tu mélanges des solutions de sulfate de ferII et de nitrate de ferIII ( sels donnés à titre d'exemple) de façon à avoir autant de Fe2+ que de Fe3+ dans le mélange , cela me parait le plus simple
- on peut ausssi oxyder partiellement ( en fait à moitié) une solution de Fe2+ avec un oxydant mis en quantité précise - peut être du permanganate ?- mais il va y avoir das la solution outre les Fe2+ et les Fe3+ des ions Mn2+ .... qui ne gênent peut être pas pour la suite ... à voir ...

[invitebc625b2c]

J'ai lu dans le Grecias Chimie PC* un protocole différent qui me chiffonne.
Il est marqué :
Verser dans une fiole jaugée de 100 mL, 5 mL de sulfate ferreux 0,10 mol/l et 20 mL d'acide nitrique HNO₃ à 1 mol/l. Puis completer à 100 mL avec de l'eau distillée.
On utilise bien sur une electrode platine avec une ECS et un pHmètre.

On rajoute NaOH (concentré) pour modifier le pH et on mesure E et pH.

Mon problème est le suivant : D'ou viennent les ions Fe³⁺ ?

J'aimerais prouver qu'avec CE protocole (ci dessus), on peut avoir
[Fe²⁺] = [Fe³⁺] initialement.
J'ai bien essayé quelques calculs (Voir ci dessus) mais je trouve que la réaction est quantitative et [Fe²⁺] = 0 mol/l. Mon raisonnement est surement faux quelque part ...
Une bonne âme peut elle m'aider ?