exercice de titrage

**Robosaerys** · 27/04/2023, 18h57

Bonjour, Voici l'énoncé de mon exercice

On dispose d’un échantillon de 2 g contenant du sulfate de fer (II). Pour
déterminer la teneur en FeSO4 de l’échantillon, on le fait réagir avec une solution acide
de K2Cr2O7 0,025 M, afin de produire du fer (III) et du chrome (III). Ce titrage nécessite l’utilisation de 21 mL de la solution titrante. Calculez le pourcentage en masse de FeSO4 dans l’échantillon de départ

Dans un premier temps j'ai écrit l'équation ce qui donne :
FeSO4 + K2Cr2O7 = Fe3+ + Cr3+

le premier problème est que je n'arrive pas à la pondérer, le second problème c'est que je ne comprends pas comment F2Cr2O7 peut être un acide comme il ne peut pas céder de protons H+, j'ai ensuite penser à une réaction redox mais je ne vois les couples de redox. Je pense que mon équation est fausse, enfin incomplète mais je suis bloqué

merci de votre aide !

**gts2** · 27/04/2023, 19h20

Envoyé par Robosaerys

Le premier problème est que je n'arrive pas à la pondérer.

Le plus simple est d'écrire les deux demi-équations (on remplace un truc compliqué par deux plus simples) sans les ions spectateurs, puis de combiner en éliminant les électrons.

Envoyé par Robosaerys

le second problème c'est que je ne comprends pas comment F2Cr2O7 peut être un acide.

C'est dit de manière un peu rapide mais on ne vous dit pas que K2Cr2O7 est un acide, mais qu'on a une solution acide de ... donc c'est une solution de K2Cr2O7 que l'on a acidifié en ajoutant un acide.

Envoyé par Robosaerys

j'ai ensuite penser à une réaction redox mais je ne vois les couples de redox.

Manifestement si au vu de la réaction que vous avez écrite.

**Robosaerys** · 27/04/2023, 19h29

merci beaucoup !
j'ai regardé sur internet que la réaction type c'est avec une solution H2SO4 qui est bien un acide. Cependant je me pose la question de comment on peut trouver la solution acide car c'est un sujet type examen que je prépare donc pas d'accès à internet à ce moment là

**gts2** · 27/04/2023, 19h37

Envoyé par Robosaerys

comment on peut trouver la solution acide

Qu'entendez-vous par là ? On considère qu'il y a suffisamment de H+ pour que la réaction ait lieu (bonne valeur du potentiel, consommation des H+ par la réaction ne changeant pas trop le pH), c'est tout ce qu'on demande.
En TP, l'acidification sera bien sûr précisée.

A voir en vidéo sur Futura · Aujourd'hui

**Emma1401** · 08/05/2023, 15h05

Bonjour. Je sais qu'un dosage soit etre effectué à l'aide d'une reaction quantitative. Dans le cas du dosage d'un acide faible par une base faible ou l'inverse, est-ce qu'il est normale de parler de point d'equivalence si la reaction n'est pas quantitative? Ou est t-il possible de faire ce dosage
Merci deja pour la réponse

**gts2** · 08/05/2023, 15h36

Envoyé par Emma1401

Un dosage soit être effectué à l'aide d'une réaction quantitative. Dans le cas du dosage d'un acide faible par une base faible, est-ce qu'il est normale de parler de point d'équivalence si la réaction n'est pas quantitative ? Ou est t-il possible de faire ce dosage.

On peut avoir des réactions quantitatives de ce type.
On peut toujours parler de point d'équivalence d'un point de vue formel, le problème sera plutôt de savoir si on peut repérer ce point (problème pratique/utilitaire).

**Emma1401** · 08/05/2023, 21h34

Par exemple si j'ai une solution de chlorure d'amoniun que je veux titrer à l'aide d'une solution d'acetate de sodium. Je vois bien que la reaction entre l'ion acetate et l'ion amonium est une reaction non qantitative, est-il possible de faire ce dosage? Si oui comment seront les pH avant et après le point d'equivalence ainsi qu'en ce point?

**gts2** · 09/05/2023, 07h49

Dans ce cas, les zones de stabilité de NH₄⁺ et CH₃COO^- étant communes, il ne va se passer grand chose : les deux pKa valant 4,75 et 9,25 ; K vaut 10^-4,5. On ne pourra pas faire de dosage.

On va passer d'une solution acide (NH₄⁺) à une solution tampon : la réaction est NH₄⁺ + CH3COO^- -> NH₃ + CH₃COOH, donc à l'"équivalence" (NH₃)=(CH₃COOH) et (NH₄⁺)=(CH₃COO^-) on reporte dans Ka=Q et on obtient pH= ?

Par contre cela fonctionne bien dans l'autre sens : NH₃ par CH₃COOH K=10^4,5

**Emma1401** · 10/05/2023, 04h30

Merci beaucoup, j'ai bien vérifié tout ce que vous m'avez dit. J'ai remarqué que la reaction entre les inos amonium et les ions acetate tend vers un equilibre de constante très faible, le pH de cette solution sera toujours la moyenne des Pka d'après mon constat quelque que soit le volume du titrant considéré si les concentrations sont differentes. Je ne sais pas si j'ai bien raisonné

**gts2** · 10/05/2023, 07h53

Envoyé par Emma1401

Le pH de cette solution sera la moyenne des pKa d'après mon constat

C'est bien cela à l'"équivalence".

Envoyé par Emma1401

Le pH de cette solution sera ... toujours ... quelque que soit le volume du titrant considéré

Qu'entendez-vous par toujours quelque que soit ?

**Emma1401** · 10/05/2023, 18h35

Puisque la reaction entre ces ions n'est pa quantitative, et vous avez dit qu'un dosage entre eux n'est pas possible. Je voudrais dire si les concentrations sont egales et que les volumes sont differents, est-ce qu'on aura pas toujours le pH qui sera la moyenne des pKa sans même parler d'equivalence

**gts2** · 10/05/2023, 20h18

Envoyé par Emma1401

Je voudrais dire si les concentrations sont égales et que les volumes sont différents, est-ce qu'on aura pas toujours le pH qui sera la moyenne des pKa.

Si après mélange, les concentrations sont égales, le pH sera bien la moyenne des pKa.
Si vous voulez dire on mélange deux volumes différents de deux solutions de concentrations égales, les concentrations finales de NH4+ et CH3COO- seront différentes et si vous reportez dans le produit des Ka, il n'y aura plus s
simplification numérateur/dénominateur.

**Emma1401** · 10/05/2023, 22h09

D'accord merci pour la réponse

exercice de titrage