Oxydoréduction

[Mauve2201]

Bonjour, je ne comprends pas cette exercice d’oxydoréduction :

1) Une lame de fer plonge dans une solution initialement à 10^-5 mole en Fe3+. On ajoute de la poudre de fer en excès. Calculer le potentiel de la lame de fer.

2) Une lame de platine plonge dans une solution équimolaire à 10-2 mol.L-1 en ions Fe2+ et Fe3+ dont le pH est amené à 5. Calculer le potentiel sur la lame de platine.

données : E°Fe2+ / Fe= -0,44; E°Fe3+/Fe2+=0,77; pKs1 (Fe(OH)3(s)) = 37,2; pKs2 (Fe(OH)2(s)) = 14,7

pouvez vous m’aidez ? Merci d’avance
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[gts2]

Bonjour,

Dans les deux cas, il faut tenir compte de la réaction de précipitation de Fe(OH)3 pour calculer (Fe3+).

[Mauve2201]

Bonjour,
Merci pour votre réponse mais je ne comprends pas comment m’y prendre, je suis un peu perdu

[gts2]

C'est un problème d'équilibre classique :
- écriture de la réaction
- tableau d'avancement
- K=Q
- résoudre (avec approximations si nécessaire)

[A voir en vidéo sur Futura]

[moco]

Il y a deux problèmes différents.

Le problème 1 implique d'abord d'établir une réaction chimique, puis de calculer un potentiel redox. La réaction est: Fe + 2 Fe3+ -> 3 Fe2+. Quand la réaction est terminée, la solution ne contient plus de ions Fe3+, car ils ont été transformés en ions Fe2+, en quantité supérieure à 10^-5 mol/L. La concentration de Fe2+ est plus précisément 1.5 10-5 mol/L. J'espère que tu vois pourquoi.
Quand cette réaction est terminée, le système est constitué de poudre de fer en excès et d'une solution de Fe2+ de concentration 1.5 10-5 mol/L.
C'est une électrode Fe/Fe2+ et son potentiel se calcule par la loi de Nernst : E = E° + 0.059/2 log (1.5 10-5), ave les E et E° donnés. J'espère que tu sais faire ce calcul. J'ai l'impression qu'il n'y a pas besoin de tenir compte de la solubilité de Fe(OH)2 ou Fe(OH)3, car on n'indique pas le pH.

Le problème 2 n'implique pas de réaction chimique. Il a l'air plus simple que le problème no. 1. Il se base sur la seule loi de Nernst. Et comme l'ion réducteur est de même concentration que l'ion oxydant, le potentiel final obtenu est égal au potentiel normal E°. C'est assez vite fait. Mais il faut voir si les hydroxydes de fer ne forment pas de précipité par hydrolyse à pH 5, auquel cas le potentiel change, car la concentration des ions Fe3+ diminue. Je te laisse voir cette difficulté et la résoudre.

[moco]

Je dois réécrire ma réponse une deuxième fois, car le Forum a interrompu ma rédaction précédente subitement. J'ai pris trop de temps, semble-t-il. Je recommence donc. Il faut considérer mon texte précédent comme nul. Il faudrait, mais je ne peux hélas pas l'effacer. Allons-y !

l y a deux problèmes différents.

Le problème 1 implique d'abord d'établir une réaction chimique, puis de calculer un potentiel redox. La réaction chimique est : Fe + 2 Fe3+ -> 3 Fe2+. Quand la réaction est terminée, la solution ne contient plus de ions Fe3+, car ils ont été transformés en ions Fe2+, en quantité supérieure à 10^-5 mol/L. La concentration finale de Fe2+ est plus précisément 1.5 10-5 mol/L. J'espère que tu vois pourquoi.
Quand cette réaction est terminée, le système est constitué de poudre de fer en excès et d'une solution de Fe2+ de concentration 1.5 10-5 mol/L.
C'est une électrode Fe/Fe2+ et son potentiel se calcule par la loi de Nernst : E = E° + 0.059/2 log (1.5 10-5), avec les E et E° donnés. J'espère que tu sais faire ce calcul. J'ai l'impression qu'il n'y a pas besoin de tenir compte de la solubilité de Fe(OH)2 ou Fe(OH)3 dans ce problème, car on n'indique pas le pH.

Le problème 2 n'implique pas de réaction chimique comme ci-dessus. Le problème a l'air a priori plus simple que le problème no. 1. Il se base sur la seule loi de Nernst. Et comme l'ion réducteur est de même concentration initiale que l'ion oxydant, le potentiel final obtenu devrait être égal au potentiel normal E°. Mais ce raisonnement ne tient pas compte du fait que le fer(III) forme un précipité par hydrolyse à pH 5. Sa concentration diminue. Donc le potentiel redox change, vu que la concentration des ions Fe3+ diminue. De combien diminue-t-elle ? Je te laisse voir cette difficulté et la résoudre. Je ne veux pas faire tous les calculs moi-même. Vas-y !