Dosage des ions ferreux

📋 Plan du Cours

1. Préparation de la solution de sulfate de fer
2. Réaction d’oxydoréduction du dosage
3. Équivalence et concentrations ioniques
4. Masse de sel à dissoudre

📖 1. Préparation de la solution de sulfate de fer

★ À maîtriser

• La solution S est préparée en dissolvant du sulfate de fer(II) hydraté de formule FeSO₄·6H₂O dans l’eau pour obtenir un volume de 200 mL.

Compléments

• La masse molaire du sulfate de fer(II) hydraté est de 260 g·mol⁻¹.

📖 2. Réaction d’oxydoréduction du dosage

📝 Points essentiels

📐 Formule - En milieu acide, l’équation bilan du dosage est $\mathrm{MnO_4^- + 5\ Fe^{2+} + 8\ H_3O^+ \rightarrow Mn^{2+} + 5\ Fe^{3+} + 12\ H_2O}$.

• Les couples rédox mis en jeu sont MnO₄⁻/Mn²⁺ et Fe³⁺/Fe²⁺.

📖 3. Équivalence et concentrations ioniques

🔑 Notions clés & Définitions

• Équivalence : L’équivalence d’un dosage est atteinte lorsque les réactifs titré et titrant ont été introduits dans les proportions stœchiométriques de l’équation bilan.

★ À maîtriser

📐 Formule - À l’équivalence, la stœchiométrie impose $C_bV_b=5C_pV_{pE}$.

• La concentration molaire de la solution de sulfate de fer(II) calculée à l’équivalence est $C_b=0{,}60\ \mathrm{mol\cdot L^{-1}}$.

Compléments