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dosage oxalate de fer
(malgré la longueur de mon sujet, pourriez vous me donner un coup de main )
Bonjour, pourriez-vous m'aider pour la préparation de mon TP, s'il vous plait
J'aimerais bien avoir les démarches pour pouvoir calculer les masses ainsi que les nombres de moles à partir du tp. L'énoncé du tp est long, mais il y a seulement 4 questions, aux quelles je ne vois pas comment commencer... merci de m'aider
1)Calculer le nombre de moles de fer ll present dans chaque prise d'essai.
2)Calculer le nombre de moles d'oxalate present dans chaque prise d'essai.
3)Calculer pour chaque essai, la masse de fer et d'oxalate, en deduire la masse d'eau ainsi que le nombre de mole d'eau.
4)En considerant que z 2, calculer x et y et donner la formule du produit.
L'énonce du tp
le but est de determiner la formule d'un oxalate de fer II hydraté. La fomule de ce produit peut s'ecrire : Fex(C2O4)y, zH2O
Determiner x,y,z
Etalonnage de la solution de KMno
Avant tout dosage avec la solution de KMno4, il convient de l'étalonner à nouveau. Pour ce faire, on procédera comme précédemment
IL Dosage d'un oxalate de fer
a) Principe
Le premier dosage manganimétrique concerne à la fois les ions Fe et C204 L'oxydation de Fe en Fe se manifeste par la coloration jaune rouille de la solution. A la fin de ce premier dosage par KMno., tous les ions Fe ont été oxydés. Les ions Fe sont alors réduits par du zinc en milieu acide. Les ions Fe peuvent alors être dosés seuls
b) Mode opératoire
peser avec précision 0.1 g d'oxalate ferreux et le dissoudre dans un erlen avec 25 ml. de H2SO4(15) chauffer à 60°C au maximum dans un premier temps. ajouter alors environ 12 mL de KMno. (0.02 mol/L), à la burette. chauffer(ébullition) et continuer le dosage jusqu'à coloration rose persistante(même après chauffage) noter le volume de KMno4 nécessaire pour ce dosage(véq 1) ajouter sous la hotte(le port des lunettes est obligatoire) environ 2g de zinc en poudre et 5 mL de H.SO4 concentré laisser la réaction se poursuivre jusqu'à disparition du zinc. La solution doit se décolorer Lors de la réduction de Fe on observe un dégagement d'hydrogène. Remplir votre burette. doser par KMno, (0.02 molL) jusqu'à coloration rose persistante. (véq 2)
Ps: il y a des demi réaction d'oxydo reduction, est ce nécessaire pour les calculs ?
Merci
Bonjour
C'est vrai que l'énoncé est un peu long et plusieurs fautes d'indice n'en facilitent pas la compréhension...
Première remarque :
le but est de determiner la formule d'un oxalate de fer II hydraté. La fomule de ce produit peut s'ecrire : Fex(C2O4)y, zH2O
Si on est certain qu'il s'agit d'oxalate de fer(II), sachant que l'ion oxalate porte 2 charges -, l'oxalate de fer(II) contient nécessairement autant d'ions Fe2+ que d'ions C2O42- : x = y. On pourrait donc écrire la formule du sel hydraté sous la forme FeC2O4,nH2O, n étant ainsi la seule inconnue ; mais après tout : on peut imaginer une manip pour vérifier l'égalité x = y...
Dans ces conditions, il faut imaginer que la masse molaire du sel hydraté est :
M=56x+88y+18z
Ainsi, la quantité d'ions fer(II) dans 0,1g de sel hydraté est :
Dans la même prise, la quantité d'ions oxalate est :
Il te faut ensuite écrire les réactions d'oxydo-réduction qui se produisent en les équilibrant. C'est indispensable pour déduire des volumes équivalents les quantités recherchées...
Je pense t'avoir suffisamment aidé pour te permettre de démarrer...
Le principe de la manip tient en 3 points :
1° le premier dosage par les ions permanganate permet d'obtenir la somme des quantités d'ions fer(II) et d'ions oxalate présents dans les 0,1g de sel hydraté, le CO2 formé par l'oxydation des ions oxalate étant évacué au fur et à mesure, les ions fer(II) étant oxydés en ions fer(III)
2° l'ajout de zinc réduit les ions fers(III) en ions fer(II) de façon à obtenir après cette réduction autant d'ion fer(II) qu'au départ.
3° le second dosage par les ions permanganate permet de déterminer la quantité d'ions fer(II) puisqu'il n'y a plus d'ions oxalate.
Puisque x = y, on obtient théoriquement : ve1=2.ve2
Il te faut équilibrer les deux réactions d'oxydo-réduction pour être capable de faire les calculs de quantités...
Merci,
Pour les réaction d'oxydo-reduction, j'ai
MnO4- + 8H+ + 5Fe2+ -> +Mn2+ + 4H2O+ 5Fe3+ (doit on mettre C2O42- ?)
2Fe3+ + Zn = 2Fe2+ + Zn2+ je sais pas si on dot aussi mettre le KMnO4- et H2SO4 dans l'equation
combien d'equation dois je avoir au total :/ ?, j'ai du mal à retrouver les équations
OK pour l'oxydation des ions fer(II) en ions fer(III)
OK pour la réduction des ions fer(III) par le zinc
Il te reste à écrire séparément la réaction d'oxydation par les ions permanganate des ions oxalate en dioxyde de carbone. Tu pourras alors très simplement établir deux relations entre x,y,z,ve1,ve2 et la concentration c en ions permanganate de la solution servant au dosage.
5 C2O4 (2-) + 2 MnO4(-) + 16 H(+) = 10 CO2 + 2 Mn (2+) + 8 H2O
Mais je ne vois pas comment trouver x, y , z ? :/
Parfait !
Pour la suite, je ne sais pas si tu es habitué à raisonner sur les tableaux d'avancement. On peut s'en passer en raisonnant simplement sur les coefficients stœchiométriques. D'après les équations-bilan :
1mol de Fe2+ consomme en s'oxydant 0,2mole d'ions MnO4-
1mole de C2O42- consomme en s'oxydant 0,4mole d'ions MnO4-
Le premier dosage dose à la fois les ions fer(II) et les ions oxalate ; compte tenu des quantités de ces ions déjà calculées, on obtient :
Le second dosage dose seulement des ions fer(II) reformés après réduction des ions fer(III) par le zinc :
Tu obtiens ainsi un système de 3 inconnues (x,y,z) pour seulement 2 équations mais l'énoncé précise : z=2... Le compte est bon !
Je te rappelle que l'électro-neutralité de l'oxalate de fer(II) doit conduire à x = y...
Merci beaucoup,
donc pour trouver X et Y je dois faire le dosage pour retrouver mes concentrations et les Veq...
Je suis désolé 
mais je ne vois pas comment
1mol de Fe2+ consomme en s'oxydant 0,2mole d'ions MnO4-
1mole de C2O42- consomme en s'oxydant 0,4mole d'ions MnO4- à partir des équation
Merci
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