Bonjour, jetudie une reaction redox en tp et je suis bloqué sur une question :
La reaction est :
5Fe2+ + MnO4- + 8H3O+---> Mn2+ + 5Fe3+ + 12H2O
La question est :
Etablir lexpression du potentiel E
Avant léquivalence, en fonction de E*(Fe3+/Fe2+) et de x=V/Ve
Apres lequivalence, en fonction de E*(MnO4-/Mn2+) et de x et du pH
Je suis un peu perdu Ne connaissant meme pas lexpression du potentiel dune reaction
Redox. Je connais par contre le potentiel dune demi equation
Merci !
- tu connais la formule de Nernst pour le couple Fe3+/Fe2+ et pour le couple MnO4-/Mn2+
- quand on a plusieurs couples redox en équilibre dans la même solution ils sont au même potentiel E on a donc toujours E = E Fe3+/Fe2+ = E MnO4-/Mn2+ . On va calculer le plus facilement possible ce potentiel E
- tu vas faire un tableau d'avancement de la réaction et faire apparaitre x .( la réaction faite est quasi -totale) . Tu verras que pour x<1 le potentiel le plus facile à calculer est celui du couple Fe3+/Fe2+ et pour x>1 le potentiel le plus facile à calculer est celmui du couple MnO4-/Mn2+
Daccord pour le tableau, mais vu que cest un titrage, la quantité initiale de MnO4- vaut 0 ???
Et aussi comment on voit que cest facile ? En effet je ne vois pas comment trouver le potentiel, car comment utilise t on les potentiels standards dans ce cas ?
- tu mets au depart une quantité connue de Fe2+( volume et concentration connue) et un volume V de solution de concentration connue de MnO4 - soit cV mol de MnO4- soit cxVeq mol de MnO4 - ... après tu fais un tableau d'avancement qui va etre different selon que x est >1 ou <1 ...
- tu connais la formule de Nernst ( qui fait intervenir les potentiels standard ) et tu l'appliques au couple pour lequel tu connais ( en fonction de x ) les concentrations en oxydant et en reducteur
Bonjour, merci de la réponse rapide!
Donc a l'équilibre la quantité de matière de MnO4- vaut C*Ve si je comprend bien ?
J'ai deux autres problèmes : comment quantifier la quantité de H3O+ de départ, en effet j'ai mis deux acides (sulfurique et phosphorique) ?
Et dans la formule de nerst, il y a la concentration de Fe3+ qui rentre en compte, or a l'état initial, n(Fe3+) est nul ?
Ps: dans l'expression de x=V/Ve. V désigne le volume de MnO4- versé c'est bien ça ?
Merci beaucoup
Comme je ne sais pas ce que tu fais exactement comme TP je vais prendre un exemple numérique ... à toi de le comprendre puis de l'adapter à ton TP ...
On a 50 mL de solution à 0,1 mol/l de Fe2+ et on y ajoute v L de solution à c mol/L de MnO4 - . Les nombres de moles au départ sont 0,1 *0,05 = 0,005 mol de Fe2+ et cv mol de MnO4-
5Fe2+ + MnO4 - + 8H+ -> 5Fe3+ + Mn2+ + H2O
depart 0,005 mol de Fe2+ et cv mol de MnO4-
après réaction :
avant l'équivalence il reste 0,005 - 5cv mol de Fe2+ , il n'y a plus de MnO4- , il y a 5*cv mol de Fe3+ et des MnO4-
après l'équivalence il n'y a plus de Fe2+ , il y a des Fe3+ , il reste cv- 0,005/5 mol de MnO4- et il y a 0,005/5 de Mn2+
tu remarqueras que cveq = 0,005/5 L
tu devras donc adapter ce genre de raisonnement à ton exercice , avec tes notations ... tu remarques que avant l'équivalence on connait les concentrations des couples du fer et après on connait les concentrations des couples du manganèse. Si tu ne connais pas le ph de ta solution prends pH = 0 ... les solutions dans ce genre de dosage sont très acides !
Merci je commence a comprendre !
Donc après l'équivalence il y a 0.005mol de Fe3+ si je comprend bien ?? (Dans ton exemple)
Avant l'équivalence le potentiel serait E=E(Fe3+/Fe2+)+0.06/5 *log ([Fe2+]/[Fe3+])^5
Après l'équivalence E=E(MnO4-/Mn2+)+0.06/5 * log [MnO4-][H3O+]^8/[Mn2+]=E•+0.06/5 log [MnO4-]/[Mn2+] - 0.06*8/5 pH
Je n'ai donc plus qu'à introduire x=V/Ve dans ces équations ?
Personne pour repondre svp ?
