Réaction entre l’ion fer(II) et le dichromate
Comprendre la Réaction entre l’ion fer(II) et le dichromate
Dans une solution acide, les ions fer(II) (Fe²⁺) réagissent avec les ions dichromate (Cr₂O₇²⁻) pour former des ions fer(III) (Fe³⁺) et des ions chrome(III) (Cr³⁺).
Données :
- La demi-équation d’oxydation du fer(II) en fer(III) :
\( \text{Fe}^{2+} \rightarrow \text{Fe}^{3+} + e^- \)
- La demi-équation de réduction du dichromate en chrome(III) :
\( \text{Cr}_2\text{O}_7^{2-} + 14H^+ + 6e^- \rightarrow 2\text{Cr}^{3+} + 7H_2O \)
Question :
Si vous mélangez 50 mL d’une solution de dichromate de potassium 0,1 M avec 50 mL d’une solution de sulfate de fer(II) 0,1 M en milieu acide, quelles sont les concentrations finales des ions fer(III) et chrome(III) après réaction complète ?
Correction : Réaction entre l’ion fer(II) et le dichromate
Étape 1 : Équilibrer l’équation globale
La réaction globale est obtenue en équilibrant les électrons perdus et gagnés dans les demi-équations :
- Oxydation :
\( 6\text{Fe}^{2+} \rightarrow 6\text{Fe}^{3+} + 6\text{e}^{-} \)
- Réduction :
\( \text{Cr}_2\text{O}_7^{2-} + 14\text{H}^+ + 6\text{e}^{-} \rightarrow 2\text{Cr}^{3+} + 7\text{H}_2\text{O} \)
En combinant et simplifiant, on obtient :
\( 6\text{Fe}^{2+} + \text{Cr}_2\text{O}_7^{2-} + 14\text{H}^+ \rightarrow 6\text{Fe}^{3+} + 2\text{Cr}^{3+} + 7\text{H}_2\text{O} \)
Étape 2 : Calculer les moles initiales
- Moles de dichromate :
\[ = 0.05\, \text{L} \times 0.1\, \text{M} \] \[ = 0.005\, \text{mol} \]
- \(\textbf{Moles de Fe}^{2+}\text{ :}\)
\[ = 0.05\, \text{L} \times 0.1\, \text{M} \] \[ = 0.005\, \text{mol} \]
Étape 3 : Déterminer le réactif limitant
Pour chaque mole de \(\text{Cr}_2\text{O}_7^{2-}\), 6 moles de \(Fe^{2+}\) sont nécessaires. Les deux réactifs sont présents en proportions stœchiométriquement équivalentes pour la réaction complète.
Étape 4 : Calculer les moles de produits formés
- \(\textbf{Moles de Cr}^{3+}\text{ produites :}\)
\[ = 0.005\, \text{mol} \times 2 \] \[ = 0.01\, \text{mol} \]
- \(\textbf{Moles de Fe}^{3+}\text{ produites :}\)
\[ = 0.005\, \text{mol} \]
Étape 5 : Calculer les concentrations finales
Le volume total de la solution est de 100 mL (0.1 L).
- \(\textbf{Concentration finale de Cr}^{3+}\text{ :}\)
\[ = \frac{0.01\, \text{mol}}{0.1\, \text{L}} \] \[ = 0.1\, \text{M} \]
- \(\textbf{Concentration finale de Fe}^{3+}\text{ :}\)
\[ = \frac{0.005\, \text{mol}}{0.1\, \text{L}} \] \[ = 0.05\, \text{M} \]
Conclusion :
Après réaction complète, la concentration finale des ions \(\text{Fe}^{3+}\text{ est de 0.05 M, et celle des ions Cr}^{3+}\text{ est de 0.1 M}\).
Réaction entre l’ion fer(II) et le dichromate
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