bonjour,

Tu as le même exercice à faire , mais lequel ?

Sinon pour ta question , cela depend si les ions Fe2+ sont face à un oxydant ou à un reducteur plus fort qu'eux.

S'ils sont face à un oxydant plus fort, ils se comporteront comme un reducteur (Fe3+/Fe2+)
S'ils sont face à un reducteur plus puissant, ils se comproteront comme un oxydant (Fe2+/Fe)

merci beaucoup pour ta réponse!! je précise ma question,l'énnoncé était :"La formule de fer hydraté II est FeSO4, yH2O. On se propose de déterminer la valeur du nombre entier y. On dispose d'une solution aqueuse de sulfate de fer II hydraté, de concentration massique Cm1=27.8g.L-1.On réalise alors le titrage des iones ferII dans un volume V1=10mL de cette solution. La burette contient une solution oxydante de permanganate de potassium, de concentration molaire C2=1.25.10-2 mol.L-1. Il est nécessaire de verser un volume V2=16.0mL de cette solution pour une oxydation complète.
1.Ecrire l'équation de la réaction chimique duè dosage.
2.A partir du tableau donnant l'évolution du système au cours du dosage, déterminer la quantité de matière initiale d'ions fer II n(Fe2-)i dans la prise d'essai.
3.Calculer la concentration molaire C1 en ions ferII.
4. En déduire la valeur de y."

un membre du forum avait donné l'équation chimique suivnte : MnO4-+5Fe2++8H+ ---> Mn2++5Fe3++4H2O


cependant je ne comprend pas pourquoi on ne doit pas utiliser le couple oxydant réducteur Fe 2+/ Fe

eh bien justement parce qu'on utilise le permanganate qui est ,comme on te le precise,  un oxydant ( qui plus est un oxydant puissant).

Le Fe2+ sera donc le réducteur .

si tu utilises le couple Fe2+/Fe, le Fe2+ est l' oxydant
si tu utilises le couple Fe3+/Fe2+ le Fe2+ est le réducteur

C'est donc le deuxieme couple qu'il faut prendre.

ok?

Merci beaucoup!!! j'ai enfin compris!