Bonjour
Attention à ne pas confondre poids et masse !
Sinon, pour plus de clarté, depuis déjà une cinquantaine d'années, on préfère écrire les équations bilan en utilisant les formules des espèces réellement présentes. Par exemple : KMnO4 n'existe pas en solution aqueuse : la dissolution produit un mélange d'ions K⁺ et d'ion MnO₄^-.
Plus grave : cette écriture masque les transformations chimiques. Les ions permanganate oxydent les ions Fe²⁺ en Fe³⁺. Rien à voir avec ce que tu as écrit.
Ton étude se déroule en deux étapes :
1° : oxydation du fer en ions fer(II) par un acide :
2H⁺ + Fe H₂ + Fe²⁺
2° : oxydation des ions fer(II) en ions fer(III) par les ions permanganate :

...H⁺ + ...MnO₄^- + ...Fe²⁺ ...Mn²⁺ + ...Fe³⁺ + ...H₂O
Je te laisse équilibrer et poursuivre.

Bonsoir,

Un tout grand merci pour votre aide! Malheureusement, je dois bloquer quelque part car je ne trouve pas la bonne réponse.

Jai pondéré mes équations et j'obtiens :
MnO4- + 8H+ + 5Fe2+ —> Mn2+ + H2O + 5Fe3+
Jai ensuite calcule mon nombre de mol d'ion permanganate et j'obtiens 6.184 x 10^-3 mol jai fais fois 5 pour avoir Fe2+ j'arrive a 0.03092 moles pour ensuite remettre ce nombre de moles dans la première équation.  Faire fois la masse molaire et divisée cette masse par 2.64 et faire x100 et j'obtiens 42.75%…
Savez vous me dire ou est ce que ca bloque?

Merci d'avance!

La quantité d'ions fer(II) dosé vaut :
5*154,6.10^-3*0,04=3,128.10^-2mol
chaque atome de fer étant oxydé en un ion fer(II) avant d'être dosé, la quantité de fer présente dans l'échantillon est donc la quantité d'ion fer(II) dosé. La masse molaire du fer étant M=55,85g/mol, la masse de fer présente dans l'échantillon vaut :
55,85*3,128.10^-2=1,747g
D'où un pourcentage massique de fer dans l'échantillon de 66,2% environ. Valeur très proche de celle de ton corrigé... Problème d'arrondis peut-être ou erreur dans la recopie de l'énoncé ?

Bonjour!

Effectivement c'est correcte, un tout grand merci!

Agreable journée,
Salomé