Exercices de Chimie Physique L1, S2 - CORRIGES

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1 Exercices de Chimie Physique L, S CORRIGES TD N 6 : OXYDOREDUCTION EQUATION DE NERNST Exercice Calculer le potentiel de chacune des électrodes suivantes, à 5 C par rapport à l'électrode normale à hydrogène : ) lame de fer plongeant dans une solution de sulfate ferreux M ) lame de platine plongeant dans une solution de sulfate ferreux M 3) lame de platine plongeant dans une solution à mol.l en chlorure ferreux et 3 mol.l en chlorure ferrique 4) lame de platine plongeant dans une solution à 3 mol.l en chlorure ferreux et 3 mol.l en chlorure ferrique 5) lame de platine plongeant dans une solution à 3 mol.l en chlorure ferreux et mol.l en chlorure ferrique 6) lame de platine recouverte de noir de platine sur laquelle arrive du dihydrogène gazeux sous une pression de bar et plongeant dans une solution acide de ph = 3 On donne : E (Fe 3+ /Fe + ) =,77 V ; E (Cu + /Cu) =,34 V ; E (Fe + /Fe) =,44 V Solution : On utilise, dans tous les cas, l'équation de Nernst : RT Ox Ox Ox/Red EOx/Red ln EOx/Red log à 5 C. nf Red n Red E Les applications numériques donnent (en volts) : ) ) 3) 4) 5) 6),5 indétermi né,7,77,89,77 Le cas ) ne ressort pas d un simple calcul par équation de Nernst, la modélisation de cette situation ne se fera en électrochimie qu en L3. En L, nous n avons pas les moyens de résoudre ce problème. Exercice Quelle quantité d iodure de potassium fautil ajouter à 5 ml d une solution de diiode mol.l pour que le potentiel du couple redox obtenu soit égal à,63 V? On donne : E (I /I ) =,54 V ; K = 39 g.mol ; I = 7 g.mol Solution :

2 Le système redox étudié est soumis à l'équation : I + e <=> I L'équation de Nernst relative à ce système s'écrit : E(I /I ) E On en déduit : (I /I ) I log [I ] I I.[E (I/I ) E(I/I )] / =,.[,54,63 / =,98. 3 mol.l ; D'où le nombre de moles de KI à rajouter aux 5 ml de solution initiale : n = C.V =, =,49. 4 mol, soit une masse de KI de.(39, + 6,9).,475. g = 4,75 mg. Suggestion pour le correcteur : refaire le calcul avec un potentiel standard de,5 V au lieu de,54 V pour le couple iode/iodure : le résultat est édifiant... 5,. 3 g, cf. exp et log Exercice 3 L action oxydante du dioxygène de l air peutelle modifier la composition d un milieu contenant des ions V + et V 3+, à la même concentration de, mol.l, dans une solution d acide chlorhydrique à la concentration de, mol.l? On donne : E (V 3+ /V + ) =,5 V ; E (O /H O) =,9 V. Solution : Le système redox étudié est soumis à l'équation : V 3+ + e <=> V + L'équation de Nernst relative à ce système s'écrit : E(V 3 /V ) E (V 3 /V ) log V V 3 =,5 + =,5 V ici. Mais il existe également le système redox O / H O soumis à l'équation : / O + H + + e <=> H O

3 L'équation de Nernst relative à ce système s'écrit : E(O /H O) E / PO P (O/H O) log a HO H A.N. : a HO = (solvant) ; P = bar ; P O =, atm =,.,35 =,7 bar. On en déduit : /,7, E(O /H O),9 log =,6 V Il y a donc réaction possible entre V + (oxydé en V 3+ ) et O (réduit en H O) : / O + H + + e <=> H O E =,6 V V 3+ + e <=> V + E =,5 V Cette réaction se poursuit jusqu'à égalisation des deux potentiels ; O (dont la pression partielle est fixée par la pression atmosphérique) et H O (solvant) pouvant être considérés d'activités fixes (et en quantités illimitées), c'est le rapport V 3+ /V + qui va évoluer vers une valeur d'équilibre ; cette valeur d'équilibre est obtenue en posant l'égalité des potentiels relatifs aux deux couples : E(V 3 /V ) E (V 3 /V ) log V V 3 = E(O /H O) E / PO P (O/H O) log a HO H,

4 / P O H P 3 3 V soit : E (V /V ) E (O/H O) log log H O a V / 3 (,7) (,) V A.N. :,5,9 log log V ; 3 V <=>,479 6,9. log V,4796, => V V V 7,845., ce qui signifie en pratique que l'oxydation de V + en V 3+ va être totale sous l'action du dioxygène de l'air en milieu acide. Toutefois, cette oxydation ne sera pas instantanée, sauf conditions particulières (barbotage de O, brassage de la solution, ).

5 Exercices de Chimie Physique L, S CORRIGES TD N 7 : OXYDOREDUCTION PILES ; COMPLEXATION Exercice On considère la pile formée par l association, dans les conditions standard, des deux couples Fe + /Fe et Cd + /Cd aux potentiels respectivement égaux à,4 V et,35 V. ) Décrire la réalisation matérielle de cette pile, ) Préciser quelle réaction chimique s y déroule lorsque celleci débite, 3) Calculer la f.é.m de cette pile, 4) Indiquer les polarités de ses électrodes, le sens de circulation des électrons et le sens conventionnel de circulation du courant dans le circuit extérieur. 5) Donner la représentation symbolique conventionnelle de la "chaîne électrochimique" réalisée au travers de cette pile. 6) Si la concentration en ions Fe + dans cette pile est de, mol.l, à quelle condition doit satisfaire la concentration en ions Cd + pour que la pile fonctionne en sens inverse du précédent? Solution : ) Schéma de la pile (représentation conventionnelle justifiée d'après ce qui suit) : = anode mv + = cathode e I Fe Cd [Fe + ] = mol.l [Cd + ] = mol.l

6 ) Demiréactions de réduction associées aux couples redox en présence : Cd + + e = Cd : E = E =,35 V <=> pôle + => réduction Cd + + e = Cd à cette borne Fe + + e = Fe : E = E =,4 V <=> pôle => oxydation Fe = Fe + + e à cette borne => réaction chimique globale lorsque cette pile débite : Fe + Cd + = Fe + + Cd 3) f.é.m. de cette pile : f.é.m. = E D E G =,35 (,4) = +,5 V 4) voir dessin 5) Représentation conventionnelle de la chaîne électrochimique associée à cette pile : Fe Fe + Cd + Cd 6) La f.é.m. de cette pile vérifie à tout instant : f.é.m. E E(Cd D E G E(Cd /Cd) /Cd) log Cd E(Fe E(Fe /Fe) logfe /Fe) Cd (Cd /Cd) E(Fe /Fe) log Fe E ; Pour que cette pile commence à fonctionner en sens inverse du sens précédent, il faut que la tension à ses bornes devienne très légèrement négative, soit E(Cd /Cd) E(Fe /Fe) ; la nullité de la tension à ses bornes s'écrit : Cd E(Cd /Cd) E(Fe /Fe) log Fe Cd Fe 3 [(E (Fe /Fe ) E(Cd /Cd)],.,5 soit = Cd. =,. mol.l. Il suffit donc, pour que la pile fonctionne en sens inverse, que [Cd + ] soit très légèrement inférieure à,. mol.l.

7 Exercice En faisant débiter la pile constituée des deux couples redox Ni + (concentration C ) Ni et Ag + (concentration C ) Ag, on constate une intensification de la coloration verte de la solution dans laquelle plonge l'électrode de nickel, signe d'une augmentation de la concentration C. ) En déduire les réactions se produisant aux électrodes, les polarités de ces dernières et la réaction chimique globale fournissant l'énergie électrique. ) A 5 C, lorsque C =, mol.l et C =,3 mol.l, la f.é.m. de la pile est de, V. Calculer le potentiel standard d'oxydoréduction du couple Ni + /Ni, sachant que celui du couple Ag + /Ag est égal à,8 V. 3) Après un certain temps (comme pour le fût du canon), la pile cesse de débiter. Déterminer la valeur de la constante d'équilibre de la réaction chimique dont la pile est le siège, et montrer que la concentration en ions Ag + à l'équilibre est très faible. 4) Indiquer comment il faut brancher un générateur aux bornes de la pile pour observer une diminution de la coloration verte de la solution de Ni +. Ecrire les réactions se produisant alors aux électrodes, et préciser la valeur minimale que doit avoir la f.é.m. du générateur pour que ces réactions aient lieu lorsque C =, mol.l et C =,3 mol.l. Solution : ) C augmente <=> [Ni + ] augmente => le nickel est oxydé selon Ni = Ni + + e => pôle pour ce couple redox ; On en déduit que C diminue <=> [Ag + ] diminue => il y a réduction des ions Ag + selon Ag + + e = Ag => pôle + pour ce couple redox. => la réaction globale est : Ni + Ag + = Ni + + Ag L'écriture conventionnelle de cette pile est la suivante : Ni Ni + Ag + Ag, et celleci se représente graphiquement de la manière suivante : = anode mv + = cathode e I Ni Ag [Ni + ] = C mol.l [Ag + ] = C mol.l

8 ) La f.é.m. de cette pile vérifie à tout instant : f.é.m. E E(Ag D E G E(Ag /Ag) /Ag) log E(Ni Ag E(Ni /Ni) logni /Ni) A 5 C, lorsque C =, mol.l et C =,3 mol.l, la f.é.m. de la pile est de, V ; l'a.n. donne : f.é.m. V,8 log,,8 E(Ni /Ni).log,,3 soit finalement : (Ni /Ni),8,, E(Ni /Ni) log,3, E.log =,44 V.,3 3) Après un certain temps, la pile cesse de débiter, donc sa f.é.m. est nulle, et le système est à l'équilibre ; ceci s'exprime par la formule : E(Ag /Ag) log <=> E(Ag /Ag) E(Ni /Ni) Ag E(Ni /Ni) logni éq.log Ag Ni éq éq <=> E(Ag /Ag) E(Ni /Ni).log K éq <=> E(Ag /Ag) E(Ni /Ni) K =,8 (,44) =, Ce qui signifie l'insignifiance de la concentration en ions Ag +, une fois cet équilibre atteint. 4) Il faut brancher le générateur de sorte que son courant délivré s'oppose au courant délivré par la pile, soit :

9 Ni Ag [Ni + ] = C mol.l [Ag + ] = C mol.l Les réactions se produisant aux électrodes deviennent alors les suivantes : couple Ni + /Ni : réduction Ni + + e = Ni (devient la cathode) couple Ag + /Ag : oxydation Ag = Ag + + e = Ni (devient l'anode) Lorsque C =, mol.l et C =,3 mol.l, la f.é.m. de la pile a pour valeur : Ag E (Ag /Ag) E(Ni /Ni).log Ni,,8 (,44).log (,3) =, V. On aurait d'ailleurs pu s'épargner ce calcul (voir l'énoncé)! Pour que la pile débite dans l'autre sens, il suffit donc au générateur de délivrer une tension supérieure ou égale à volt, selon le sens de branchement indiqué sur le dessin cidessus.

10 Exercices de Chimie Physique L, S TD N 8 : OXYDOREDUCTION TITRAGES Exercice On donne les potentiels standard des couples redox suivants : O /H O : E = +,68 V (à ph = ), MnO 4 /Mn + : E = +,5 V (à ph = ). ) Quelle est la réaction se produisant si l'on verse une solution de permanganate de potassium dans une solution d'eau oxygénée additionnée d'acide sulfurique? ) A l'aide d'une burette, on verse progressivement une solution de permanganate de potassium KMnO 4 de concentration, mol.l dans un bécher contenant cm 3 d'une solution d'eau oxygénée de titre inconnu acidifiée à ph = par une solution concentrée d'acide sulfurique. Une coloration violette persistante apparaît dans le bécher après avoir délivré à la burette un volume de 5, cm 3. Calculer le titre en molarité de la solution d'eau oxygénée. Calculer les concentrations initiale et finale en ions H 3 O +, et discuter la validité de l'approximation que l'on peut alors effectuer sur l'expression du potentiel du couple MnO 4 /Mn + au cours du dosage. Solution : ) Réduction de l'ion permanganate : MnO H e = Mn H O (x ) Oxydation de H O : H O = O + e + H + (x 5) Bilan : MnO H H O = Mn H O + 5 O. ) Au point d'équivalence, on a [H O ].V HO = 5/. [MnO 4 ].V MnO4, soit [H O ]. = [(5/).,.5,]/ =,3 mol.l. Concentrations en H 3 O +? calculons plutôt d'abord les nombres de moles : MnO H H O = Mn H O + 5 O. t = 5,. 3.,.. 3,3.. 3 ////// = 5,. 5 = =,3. 4 t = t pt.éq 5,. 5 6 x ///// 5 = = 6.,6. 5 = 5,. 5 =,3. 4 ( =,6. 5 ) = 9,84. 3

11 donc, initialement, [H 3 O + ] = mol.l (ph = ), et au point d'équivalence, [H 3 O + ] = 9,84. 3./[( + 5, ). 3 ] =,648 mol.l. Le potentiel du couple MnO 4 /Mn + s'écrit : 8 MnO 4 log H3O log MnO 4 /Mn 5 5 Mn MnO 4 log 4 /Mn, app 5 Mn MnO 4 log /Mn 5 Mn E Pt E E MnO E MnO 4 si ph =. Comme, en fin de dosage, [H 3 O + ] =,648 mol.l. l'approximation selon laquelle le ph reste fixé à, permettant de simplifier l'expression du potentiel du couple MnO 4 /Mn + au cours du dosage, n'est donc ici que sommairement vérifiée. Exercice Le titrage d'une solution d'ions ferreux Fe + par une solution de permanganate de potassium de concentration connue, mol.l est effectué en versant à l'aide d'une burette la solution de permanganate dans un bécher contenant 5 cm 3 de la solution à doser en milieu acide à ph =. Une électrode de platine plongeant dans le bécher du dosage est reliée à un millivoltmètre. L'autre borne de ce millivoltmètre est reliée à une électrode au calomel, plongeant dans un bécher contenant une solution de nitrate d'ammonium à mol.l. Un pont salin contenant cette même solution relie les deux béchers utilisés. On donne les valeurs numériques des potentiels standard associés aux couples redox en présence : Fe 3+ /Fe + : E = +,77 V MnO 4 /Mn + : E = +,5 V (à ph = ). On rappelle la valeur numérique du potentiel associé à l'électrode au calomel : +,4 V. ) Représenter le montage associé à ce dosage. Expliquer le rôle de chacun des composants utilisés. ) Expliciter le déroulement de ce dosage. 3) On constate l'apparition du point d'équivalence après avoir versé cm 3 de solution de permanganate. Calculer le titre en molarité de la solution ferreuse.

12 4) Donner l'expression littérale du coefficient de titrage f pour un volume V de solution de permanganate versé dans le bécher. Exprimer le potentiel de l'électrode de platine par rapport à l'électrode à hydrogène pour f = ; < f < ; f = ; f >. 5) Tracer la courbe donnant l'évolution du potentiel de l'électrode de platine, par rapport à l'électrode à hydrogène, pour < f < (on donnera au volume V les valeurs successives ,8 9,9 9,99 cm 3 ). Tracer la courbe potentiométrique réellement obtenue à l'aide du dispositif expérimental utilisé. 6) Calculer la valeur numérique du potentiel de l'électrode de platine, par rapport à l'électrode au calomel, au point d'équivalence. 7) Tracer la courbe donnant l'évolution du potentiel de l'électrode de platine, par rapport à l'électrode à hydrogène, pour f>. Tracer la courbe potentiométrique réellement obtenue à l'aide du dispositif expérimental utilisé. Rép : 3). mol.dm 3 ; 6),387 V. Solution : ) millivoltmètre burette contenant la solution oxydante Ox : MnO 4 électrode de référence pont salin NH 4 NO 3 M Pt bécher contenant la solution réductrice Fe +, acidifiée à ph = ) Déroulement du dosage : on verse progressivement la solution permanganique, et note dans le même temps la valeur de la d.d.p. aux bornes du millivoltmètre jusqu'à l'observation d'une coloration rose pâle dans le bécher, visualisant le point d'équivalence ; à cet instant on observe un e variation importante de la d.d.p. On continue à verser la solution permanganique et à noter la valeur de la d.d.p. aux bornes du millivoltmètre, jusqu'à un volume au moins double de celui correspondant au point d'équivalence. 3) titre de la solution ferreuse : les réactions sont les suivantes : MnO4 8 H 3O 5 e Mn HO x Fe Fe 3 e x

13 d'où [Fe + ] = 5.[ MnO 4 ].V MnO4 /V Fe+ = (5.,.)/5 =, mol.l. 4) Définition du coefficient de titrage : 5 C V MnO f 4 = C V MnO 4 Fe Fe V V MnO 4 MnO 4,éq Expressions des potentiels de l'électrode de platine par rapport à l'électrode à hydrogène f = Le potentiel initial est défini avec une valeur petite qu'on ne peut pas prévoir (voir cours). < f < En utilisant le coefficient de titrage f, en appelant n la quantité d'ions Fe + contenue dans la prise d'essai et en tenant compte du fait que la réaction est rapide et quantitative, on établit le bilan suivant dans le mélange à l'équilibre : Quantités MnO H 3 O + + Fe + Mn + + H O + 5 Fe 3+ Introduites : f n 5 n A l'équilibre : ( f) On en déduit (voir cours) : n f n f n 5 E E Pt 3 Fe / Fe f log f f = On établit que (voir cours) : E f > Pt,eq E Fe 5 E 6 MnO 3 / Fe 4 / Mn,app La solution de MnO 4 est ajoutée en excès : Quantités MnO H 3 O + + Fe + Mn + + H O + 5 Fe 3+ Introduites : f n 5 n A l'équilibre : f n 5 n 5 n

14 On en déduit (voir cours) : E logf 5 Pt E MnO /Mn 4,app 5) De ces expressions, on peut calculer les valeurs numériques des potentiels pris par l'électrode de platine et/ ou de la d.d.p. mesurée aux bornes du millivoltmètre, en tout point du dosage : V MnO4 (ml) ,8 9, f,5,5,5,75,95,99,995,5,5,5 E Pt (V),695,74,77,798,845,888,96,387,53,56,5,5 d.d.p. (V),453,5,58,556,63,646,664,45,6,64,68,7 Dosage KMnO4/Fe f EPt (V) d.d.p. (V)

15 Exercices de Chimie Physique L, S TD N 9 : PRECIPITES SOLUBILITE Exercice : L eau de mer est amenée dans un bassin de 5m de large et m de long et cm de profondeur. L eau de mer contient 3g/L de chlorure de sodium NaCl. La solubilité du chlorure de sodium est de 36g/L.. quelle masse de sel peuton recueillir dans ce bassin?. l eau s évapore petit à petit. Quelle est la hauteur d eau dans le bassin lorsque le chlorure de sodium commence à précipiter? Solution :. Calculons le volume du bassin en m 3 puis en litre : V = 5, = m 3 = Litres. La masse de sel totale contenue dans ce volume vaut alors : m sel = [NaCl] massique V = 3 = 3 g = 3 kg. L évaporation de l eau de mer présente dans le bassin va donc permettre de collecter,3 tonne de sel.. Il faut calculer le volume V p correspondant au début de la précipitation de NaCl. On sait que le sel précipite lorsque sa concentration atteint 36 g.l. Or la masse de sel dissoute est de 3 g, le volume V p correspondant est donc : Ce changement de volume ne provient que de la hauteur h du bassin, puisque les dimensions latérales ne varient pas. Donc la nouvelle hauteur h p correspondant au début de la précipitation vaudra (selon une règle de trois) :

16 Exercice : L d eau peut dissoudre au maximum 8.8mg de chlorure d argent.. On mélange 5ml de NaCl à mol/l et 5ml de nitrate d argent à mol/l. Que se passetil?. Quel est le pourcentage d ions chlorure qui reste en solution? Solution : Calculons la solubilité s de AgCl en mole L à partir de l indication de l énoncé. On cherche le nombre de moles correspondant à la masse dissoute de 8.8 mg : Comme le volume de dissolution est L, la solubilité d AgCl vaut donc : On calcule maintenant le K s correspondant. L équilibre de dissolution est : AgCl = Ag+ + Cl EF : s s D où : On calcule maintenant le quotient réactionnel. En effet les deux solutions de nitrate d argent et de chlorure de sodium sont diluées par un facteur, donc les concentrations des ions correspondantes sont diminuée d un facteur et atteignent,5 mole.l. On voit clairement que donc nous sommes dans les conditions où l on observe un précipité de AgCl se former dans le bécher où l on mélange les deux solutions.. Il se forme du précipité jusqu à ce que les concentrations en solution des ions Ag+ et Cl atteigne la limite de solubilité, soit. On a donc finalement : Le pourcentage d ions chlorure restant en solution est extrêment faible et vaut :

17 On peut donc dire que l ensemble des ions chlorures a été précipité sous forme d AgCl. Ceci nous permet même de calculer la masse d AgCl formée (question bonus!). En effet, on a ml de solution contenant,5 mole L d ions Cl ayant entièrement été précipités, on a donc : n AgCl = n Cl =,5 3 =,5 moles. Soit une masse de précipité m AgCl =,5 43,3 = 7,65 g.

18 Exercices de Chimie Physique L, S EXERCICE DE SYNTHESE SÉPARATION DES ÉLÉMENTS FER ET CUIVRE PRÉSENTS DANS UNE MÊME SOLUTION Le minerai de cuivre contient des impuretés en particulier du fer. À partir de ce minerai, on prépare une solution aqueuse contenant des ions cuivre II (Cu + (aq)) et des ions fer III (Fe 3+ (aq)). Le but de l'exercice est de comparer deux méthodes possibles pour réaliser la séparation des ions Cu + (aq) des ions Fe 3+ (aq) présents dans une même solution. Cette séparation ne nécessite pas que les éléments fer et cuivre soient en solution aqueuse à la fin des transformations envisagées. Données : La constante de réaction K e associée à la réaction d'autoprotolyse de l'eau H O (l) = H 3 O + (aq) + HO (aq) est K e = 4 (à 5 C) Masses molaires atomiques: M(Fe) = 55,8 g.mol ; M(Cu) = 63,5 g.mol.. PREMIÈRE PARTIE : UNE TECHNIQUE PAR PRÉCIPITATION... Étude portant sur les ions Cu + (aq). L'ajout d'une solution d'hydroxyde de sodium (Na + (aq) + HO (aq)) dans une solution contenant des ions Cu + (aq) donne naissance à un précipité bleu d'hydroxyde de cuivre Cu(HO) (s). Cette transformation est modélisée par la réaction: Cu + (aq) + HO (aq) = Cu(HO) (s) La constante de réaction K associée à cette transformation est K = 4,. 8. La formation du précipité dépend du ph de la solution. On réalise l'expérience suivante : Solution d'hydroxyde de sodium de concentration C =, mol.l. Solution contenant des ions Cu + (aq) de concentration [Cu + (aq) ] =, mol.l. burett ph phmètre Agitateur magnétiq

19 Les résultats sont exploités à l'aide d'un logiciel qui permet de tracer les courbes représentant les pourcentages respectifs des espèces Cu + (aq) et Cu(HO) (s) présentes dans la solution en fonction du ph.... À l'aide de ces courbes, donner la valeur du ph pour laquelle le précipité Cu(HO) (s) apparaît. On voit que la formation du précipité de Cu(OH) démarre vers ph = 5,.... Sens d'évolution de la réaction.... Donner l'expression de K.... Pour un volume de solution d'hydroxyde de sodium ajouté, on peut définir le quotient de réaction noté Q r. Exprimer Q r Dans quel sens évolue la réaction si Q r < K? Dans le sens direct, soit celui de la précipitation, car dans ce cas il y a un excès d ions en solution (.

20 ..3. On étudie maintenant l'apparition du précipité. On a alors Q r = K et la concentration en ions Cu + (aq) à l'équilibre, notée [Cu + (aq)] éq, vaut toujours, mol.

21 L. (car au tout début de la précipitation, on ne forme que très peu de solide et les ions sont principalement encore en solution). Montrer que la valeur de la concentration en ions hydroxyde notée [HO (aq)] éq vaut,6. 9 mol.l...4. En déduire la valeur du ph de la solution. Conclure. En solution aqueuse on a toujours : Donc : Soit un ph de début de précipitation calculé à : ph = log [H 3 O + ] eq = 5.9. On retrouve bien la valeur expérimentale déterminée plus haut à partir des courbes de la figure... Étude portant sur les ions Fe 3+ (aq) On réalise la même expérience en remplaçant la solution contenant des ions Cu + (aq) par une solution contenant des ions Fe 3+ (aq) à la même concentration de, mol.l. La transformation chimique qui se déroule peut être décrite par la réaction : Fe(HO) 3 (s) est un précipité de couleur rouille. Fe 3+ (aq) + 3 HO (aq) = Fe(HO) 3 (s) La courbe donnant les pourcentages respectifs des espèces Fe 3+ (aq) et Fe(HO) 3 (s) présentes dans la solution en fonction du ph de cette dernière est la suivante :

22 ?... La solution contientelle des ions Fe 3+ (aq) en quantité significative pour un ph supérieur à 3,5 La réponse est clairement non, audelà de ph = 3,5 on précipite à quasiment % Fe(OH) On reprend le montage de la question.. en plaçant dans le becher une solution constituée de : ml de solution de chlorure de fer (III) (Fe 3+ (aq) + 3 Cl (aq)) ml de solution de sulfate de cuivre (II) (Cu + (aq) + SO 4 (aq) ) Dans cette solution: [Cu + (aq)] = [Fe 3+ (aq)] =, mol.l. Le ph du mélange initial est faible. Un élève désirant séparer les ions Cu + (aq) des ions Fe 3+ (aq) ajoute alors la solution d'hydroxyde de sodium pour que le ph du mélange atteigne la valeur 4,. Il filtre ensuite le mélange obtenu dans le becher, la solution obtenue est appelée S.... Sous quelle forme est obtenue l'espèce extraite de la solution? A ph = 4, on est endessous du ph de précipitation des ions Cu + mais dans une gamme correspondant à la précipitation totale des ions Fe 3+ sous forme de Fe(OH) 3. On sépare donc les ions Fe 3+ sous forme du précipité de Fe(OH) Quelle est l'espèce chimique présente dans la solution S?

23 3 Il ne reste pratiquement plus d ions Fe 3+, la solution ne contient donc plus que des ions Cu Comment vérifier que la solution S ne contient plus qu'une seule des espèces chimiques Cu + (aq) ou Fe 3+ (aq) présentes initialement? On augmente progressivement le ph par ajout de soude et on s attend en principe à obtenir un ph de précipitation proche de 5, qui confirme la présence d ions Cu +. Ce précipité a une couleur bleu caractéristique.. DEUXIÈME PARTIE: TECHNIQUE PAR OXYDORÉDUCTION. Les ions cuivre (II) Cu + (aq) réagissent avec le métal fer pour donner naissance au cuivre métal et aux ions fer (II) Fe + (aq). La transformation peut être décrite par la réaction d'équation : Cu + (aq) + Fe (s) = Cu (s) + Fe + (aq) (réaction 3) Les ions fer (III) réagissent avec le métal fer pour donner des ions fer (II) Fe + (aq). La transformation peut être décrite par la réaction d'équation : Fe 3+ (aq) + Fe (s) = 3 Fe + (aq) (réaction 4) On dispose d'une solution S de volume V = ml contenant des ions Cu + (aq) et Fe 3+ (aq). Dans un becher contenant la totalité de cette solution, on ajoute g de fer en poudre, on estimera que cette masse est suffisante pour que la totalité des ions cuivre (II) et fer (III) réagisse... On considère que les réactions (3) et (4) sont totales. Sous quelle forme l'élément cuivre initialement présent dans la solution S se retrouvetil à la fin de la réaction? S il y a suffisament de fer solide pour que les deux réactions (3) et (4) se réalisent totalement, les ions Cu + sont totalement transformés en cuivre métallique solide Cu(s)... Sous quelle forme l'élément fer initialement présent dans la solution S se retrouvetil à la fin de la réaction? De la même façon les ions Fe 3+ sont transformés en ions Fe Aton réalisé la séparation désirée? Oui car le cuivre métallique forme un solide qui décante au fond du bécher tandis que l élément fer est sous forme d ions Fe + en solution.

24 4 3. CONCLUSION. On dispose d'une solution contenant des ions Cu + (aq) et des ions Fe 3+ (aq), ces derniers étant présents en très faible quantité. Cette solution doit être utilisée pour préparer du cuivre métallique par électrolyse des ions Cu + (aq), il est donc nécessaire d'éliminer les ions Fe 3+ (aq). 3. Quelle méthode (précipitation ou oxydoréduction) doiton utiliser? Les ions Fe 3+ étant présents en très faible quantité, il sera difficile de les précipiter par ajout de soude. Il vaut mieux dans ce cas les laisser en solution et traiter la solution par oxydoréduction en ajoutant du fer en poudre dans cette solution pour obtenir du cuivre métallique. Ce dernier peut être filtré, lavé à l eau distillée puis remis en suspension par un traitement acide pour redonner une solution pure d ions Cu +. Celleci sera utilisée pour reformer à un haut degré de pureté du cuivre métallique par réduction électrolytique.