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Analyse d'une fonte
Voici un petit exercice qui me pose problème
La fonte est un alliage comportant essentiellement du fer et du carbone. Afin de connaître sa teneur en fer, on réalise les opérations suivantes : on prélève 10 g de fonte que l'on traite par une solution d'acide sulfurique en excès. Le volume de la solution obtenue est ajusté à 1,0L avec de l'eau distillée. On prélève 10,0mL de cettte solution, que l'on dose par manganimétrie. Il faut verser 15,3 mL d'une solution de permanganet de potassium à 0,022 mol/L pour obtenir une coloration rose persistante.
1) Établir l'équation de la réaction du fer avec la solution d'acide sulfurique. Pourquoi utilise-t-on un excès d'acide sulfurique?
2°a)Établir l'équation, de la réaction de dosage.
b)déterminer la quantité de fer contenu dans l'échantillon de fonte
3) Quel est le pourcentage massique global des éléments autres que le fer dans cette fonte?
J'ai déjà répondu à la question 1 et 2.a) mais la b me pose problème
J'ai cru comprendre qu'il fallait faire un tableau d'avancement, mais je n'est pas vrai compris.
Si quelqu'un ici peut m'aider ce serait super gentil. Merci à tous.
le dosage te permet de trouver n(Fe2+) donc n(Fe)
Quelle est la relation entre n(Fe2+ ) et n(MnO4-) à l'équivalence ?
exact.
Il faut traduire cette phrase par une relation:
dans l'équation on a 5 Fe2+ pour 1 MnO4-
dire que les réactifs sont dans les proportions stoechiométriques revient à écrire n(Fe2+)/n(MnO4-)=5/1
donc ,à l'équivalence
n(Fe2+)= 5*n(MnO4-)
n(Fe2+)= 5* C(MnO4-)*V(eq)
on peut retrouver cela en utilisant un tableau d'avancement ,mais c'est très rapide ,de cette manière.
une fois n(Fe2+) calculé , on peut calculer C(Fe2+) c'est à dire n(Fe2+) dans 1L
comme n(Fe2+) = n(Fe) attaqué par H2SO4 en excès,on peut calculer m(Fe)=n*M
reste à calculer{m(fonte)- m(Fe)}*100/m(fonte)
on fait réagir l'échantillon de fonte avec un excès d'acide afin que la totalité des atomes de fer soit transformée (oxydée) en Fe2+.
Donc n(Fe)=n(Fe2+)
Le but du dosage est de trouver la qté de matière de Fe2+ .
la relation d'équivalence est n(Fe2+)=5*n(MnO4-)
or n(MnO4-) versé à l'équivalence vaut C(MnO4-)* V(MnO4-)eq
les valeurs de C et V sont dans l'énoncé.
Une fois n(Fe2+) calculé ,on peut calculer m(Fe) puisque n(Fe)=n(Fe2+)
m(Fe) =n(Fe)*M(Fe)
Merci beaucoup pour votre explication !
Mais je ne pense pas avoir trouver un résultat très cohérent 
Je pense avoir fait une erreur mais où...D'accord
n(Mno4-)=0.022x15.3*10-3=3.366*10-4mol
n(Fe2+=5x3.366*10-4=1.683*10-3mol
m(Fe)=n(Fe)xM(Fe)
=1.683*10-3x55.8
=0.09 g
tu as oublié un détail!
La qté de matière de Fe2+ calculée est contenue dans un prélèvement de 10mL.
Or ,les 10 g de fonte ont été dissoutes dans 1L
Il faut donc multiplier par 100 la qté de Fe2+ calculée ,avant de calculer la masse de fer contenue dans 10g de fonte.
On trouve environ 9,4 g (conserve 2 chiffres significatifs)
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