Réaction entre l’ion fer(II) et le dichromate

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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