ENONCE :

Afin de déterminer la teneur en fer d'une fonte (alliage composé essentiellement de fer et de carbone) on traite 10 g de cette fonte par une solution d'acide sulfurique concentré en excès.

· 1- Donner les définitions d'un oxydant et d'un réducteur. (corrigé)

· 2- Ecrire l'équation de la réaction qui a lieu et qui oxyde le fer en ion fer II (ion ferreux). (c)

· 3- On complète avec de l'eau afin d'avoir 1 L de solution S₁.

On prélève V₁ = 10 mL de cette solution S₁ que l'on dose par une solution de permanganate de potassium S₂ (C₂ = 0,020 mol / L).

Il faut verser V_2E = 16,8 mL de la solution S₂ pour qu'une couleur rose persiste.

a- Ecrire l'équation de la réaction de dosage. (c)

b- Définir l'équivalence. Comment est-elle détectée ? (c)

c- Calculer la masse de fer contenu dans 10 g de fonte. (c)

Données :

Masse molaire atomique du fer : 56 g / mol

Couples d'oxydoréduction : Fe⁺⁺ / Fe (s) ; MnO₄^- / Mn⁺⁺ ; Fe⁺⁺⁺ / Fe⁺⁺ ; H⁺ / H₂ (g)

· 4- Les deux réactions étudiées sont-elles lentes ou rapides ? (c)

SOLUTION :

· 1- (énoncé) Définitions d'un oxydant et d'un réducteur.

·Un oxydant est une espèce chimique pouvant capter un ou plusieurs électrons e -. ·Un réducteur est une espèce chimique pouvant donner un ou plusieurs électrons e -. ·Un couple oxydant / réducteur est constitué d’un oxydant et d’un réducteur, reliés par l'équation de demi-réaction électronique : oxydant + n e - = réducteur (1)

· 2- (e) Ecrivons l'équation de la réaction qui a lieu et qui oxyde le fer en ion fer II (ion ferreux).

L'acide sulfurique en solution peut s'écrire 2 H⁺ + SO₄^{- -}.

L'acide sulfurique oxyde le fer en ion fer II (ion ferreux) :

· 3- (e) Dosage de la solution S₁.

a- (e) Ecrivons l'équation de la réaction de dosage.

Les ions fer II Fe⁺⁺ sont oxydés en ions fer III Fe⁺⁺⁺.

Les ions permanganate MnO₄^- sont réduits en ions manganèse II Mn⁺⁺.

L'équation de demi-réaction (6) montre que le milieu doit être acide. Cela est vrai car, d'après l'énoncé, "on traite 10 g de cette fonte par une solution d'acide sulfurique concentré en excès".

Remarque : Pour équilibrer l'équation de demi-réaction (6) MnO₄ ^- + 8 H ⁺ + 5 e ^- = Mn ^{+ +} + 4 H₂O revoir la leçon 2.

b- (e) Définissons l'équivalence et précisons la façon dont elle est détectée.

Définition de l'équivalence :

A l’équivalence, les réactifs Fe++ et MnO4- sont introduits dans les proportions stœchiométriques de la réaction de dosage (7). Ils sont tous deux intégralement consommés. Les ions H +, eux, sont en excès. Si, avant l'équivalence, le réactif limitant était le réactif ajouté MnO4- (réactif titrant), après l'équivalence le réactif limitant est le réactif Fe++ initialement présent dans le bécher (réactif titré).

Détection de l'équivalence :

Juste après l'équivalence, le réactif ajouté MnO4- est en léger excès et donne une couleur rose au milieu qui, jusqu'alors, était quasi incolore.

c- (e) Calculons la masse de fer contenu dans 10 g de fonte.

A l'équivalence, les deux réactifs Fe⁺⁺ et MnO₄^- disparaissent totalement et simultanément. D'après les coefficients de l'équation (7) ci-dessus, on voit que cela se produit lorsque :

N (Fe⁺⁺) _initial / 5 = N ( MnO₄^- ) _ajouté / 1 (8)

On en déduit :

N (Fe⁺⁺) _initial = 5 ´ N ( MnO₄^- ) _ajouté

Soit :

C₁ ´ V₁ = 5 ´ C₂ ´ V_2E (9)

La concentration en ions Fe⁺⁺ de la solution S₁ est donc :

C₁ = 5 ´ C₂ ´ V_2E / V₁ (10)

L'énoncé donne C₂ = 0,020 mol / L; V_2E = 16,8 mL = 0,0168 L; V₁ = 10 mL = 0,010 L.

C₁ = 5 ´ 0,020 ´ 0,0168 / 0,010

C₁ = 0,168 mol / L (11)

La quantité d'ions Fe⁺⁺ contenue dans V = 1 L de solution S₁ est donc :

N₁ = C₁ ´ V = 0,168 ´ 1 = 0,168 mol (12)

D'après l'équation (2), cette quantité N₁ = 0,168 mol d'ions Fe⁺⁺ contenue dans 1 L de solution S₁ provient de N₁ = 0,168 mol d'atomes Fe contenus dans 10 g de fonte.

La masse de fer contenue dans 10 g de fonte est donc :

m = N1 ´ M = 0,168 ´ 56 = 9,41 g (13)

En conclusion, 10 g de fonte contiennent 9, 41 g de fer et 0,59 g d'autres constituants (essentiellement du carbone C).

· 4- (e) Précisons si les deux réactions étudiées sont lentes ou rapides.

·L'attaque du fer Fe par l'acide sulfurique (2 H⁺ + SO₄^{- -}) dure plusieurs minutes.

La réaction (4) est relativement lente.

(4)

·L'oxydation des ions fer II Fe⁺⁺ par le permanganate de potassium (K⁺ + MnO₄^-), en milieu acide, est quasi instantanée.

La réaction (7) est rapide.

(7)

A VOIR :

Problème résolu n° 2-A ci-dessus : Action lente de l'acide sulfurique sur une fonte - Dosage rapide, par manganimétrie, de la solution ferreuse obtenue.

Problème à résoudre n° 2-B : Exemples de transformations chimiques lentes.