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Solubilité
Bonjour,
On prépare un litre d'une solution contenant 0,1 mole de sulfate de Fer II (FeSO4) et 0,01 mole de chlorure de fer III ( FECl3)
on ajoute à cette solution, une solution de soude concentrée. Cet ajout se fait sans variation de Volume
KS[Fe(OH)2} = 2,5.10^-16
Ks[Fe(OH)3]= 8.10^-38
1) Quel est le pH auquel le précipité de Fe(OH)2 commence juste à apparaitre
2) Quel est le PH auquel le précipité de Fe(OH)3 commence juste à apparaitre
Je bloque sur la première question et donc sur la deuxième xD!
Je sais que FeSO4 + 2NaOH => Fe(OH)2 + Na2SO4 que FeSO4i = 0,1 mole
et que Ks = s², on a donc s = racine(Ks)
comment trouver le PH a partir de ses données svp?
Le fer III et le Fe(II) précipitent selon :
Fe^(III)+3*OH^(-)--> Fe(OH)3(s)
Fe^(II)+2*OH^(-)--> Fe(OH)2(s)
Le pH de début de précipitation de Fe(OH)3 dans une solution contenant 0,1 mole de sulfate de Fer II (FeSO4) et 0,01 mole de chlorure de fer III (FeCl3) lorsque l'on ajoute à cette solution, une solution de soude concentrée sans variation de Volume vaut
{Fe^(III)}*{OH^(-)}^3=Ks2 ==> {OH^(-)}=(Ks/{Fe^(II)})^(1/3)= (8*10^(-38)/10^(-2))^(1/3)=2*10^(-12) ==> pH=14+lg{OH^(-)}=2,3
et le pH de début de précipitation de Fe(OH)2 vaut :
{Fe^(II)}*{OH^(-)}^2=Ks1 ==> {OH^(-)}=(Ks/{Fe^(II)})^(1/2)= (2,6*10^(-16)/10^(-1))^(1/2)=5,01*10^(-8) ==> pH=14+lg{OH^(-)}=6,70
Merci,
la relation pH = 14 + log [OH-] est trouver à partir du produit ionique de l'ion et de pH = -log[H3O+] ?
si oui pourquoi peut-on remplacer [H3O+] par [FE3+] svp?
{H^+}*{OH^(-)}=10^14 à 25°C ==> {H^(+)}=10^(-14)/{OH^(-)} ==> -lg{H^(+)}=-lg(10^(-14)/{OH^(-)})=pH=14+lg{OH^(-)}
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On ne peut pas remplacer [H3O+] par [Fe3+].
On calcule, à partir de produits de solubilité, les valeur des concentrations [OH^(-)] telle que Fe^(III) ou Fe^(II) commencent à précipiter ce qui conduit au pH de début de précipitation de ces ions dans la solution considérée.
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