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SOL3
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Correction TD 15 PC et 13 PSI : Équilibres de complexation
Exercice 2 : Les complexes oxalato-fer (III)
3. Calcul des concentrations initiales :
ATTENTION : La solution mère de sulfate de fer (III) 𝟐𝑭𝒆𝟑% + 𝟑𝑺𝑶𝟐*
𝟒
était à 0,050 mol·L−1, donc la concentration mère en ions Fe3+ vaut le
double, soit 0,100 mol·L−1. Il n'y avait par contre pas de subtilité pour
la solution d'oxalate de sodium 𝟐𝑵𝒂% + 𝑪𝟐 𝑶𝟐*
où le coefficient
𝟒
Accepteurs
de C2O42−
Fe 3+
Donneurs
de C2O42−
8,0
[Fe(C 2O4)]+
[Fe(C 2O4)]+
[Fe(C 2O4)2]−
6,2
stoechiométrique de 𝑪𝟐 𝑶𝟐*
𝟒 vaut un.
0,100 × 10
[Fe(C 2O4)2]−
[Fe(C 2O4)3]3−
𝐹𝑒 0% 1 =
= 0,050 𝑚𝑜𝑙 ∙ 𝐿*?
4,4
20
0,040 × 10
A*
C2O42−
∅
𝐶A 𝑂C 1 =
= 0,020 𝑚𝑜𝑙 ∙ 𝐿*?
0
20
Les ions Fe3+ et les ions oxalate sont introduits dans des quantités proches, on peut donc
supposer qu'il se forme le complexe [Fe(C2O4)]+ :
𝑚𝑜𝑙 ∙ 𝐿*?
𝐹𝑒 0% (𝑎𝑞) + 𝐶A 𝑂CA* (𝑎𝑞) = 𝐹𝑒 𝐶A 𝑂C % (𝑎𝑞) K°
EI
0,050
0,020
0
EF
0,050 − 𝑥K
0,020 − 𝑥K
𝑥K
𝐾° = 𝐾K,? = 10N > 10C : on suppose la réaction quantitative. On obtient ainsi 𝑥K = 0,020 𝑚𝑜𝑙 ∙ 𝐿*? .
Ainsi on a à l'équilibre : 𝐹𝑒 𝐶A 𝑂C
%
PQ
= 𝑥K = 0,020 𝑚𝑜𝑙 ∙ 𝐿*? et
𝐹𝑒 0%
PQ
= 0,050 − 𝑥K =
*?
0,030 𝑚𝑜𝑙 ∙ 𝐿 . Il reste une quantité infime ε d'ions oxalate qu'il reste à déterminer :
𝑥K
𝑥K
𝐹𝑒 𝐶A 𝑂C % PQ
𝐾° =
=
⟹
𝜀
=
= 6,7 ∙ 10*W 𝑚𝑜𝑙 ∙ 𝐿*?
𝐹𝑒 0% PQ 𝐶A 𝑂CA* PQ
0,050 − 𝑥K 𝜀
0,050 − 𝑥K 𝐾°
On a bien 𝜀 ≪ 𝑥K donc l'hypothèse de la réaction quantitative est cohérente.
𝑝𝐶A 𝑂C = − log 𝐶A 𝑂CA* PQ = − log 6,7 ∙ 10*W = 8,2
Sur le diagramme de distribution, on remarque que pour 𝑝𝐶A 𝑂C = 8,2, on a bien 40%
d'ions 𝐹𝑒 𝐶A 𝑂C % et 60 % d'ions Fe3+ (prédominant), donc l'hypothèse de
Accepteurs
Donneurs
départ est correcte.
de C2O42−
de C2O42−
Remarque : Pour ceux qui ont utilisé la méthode de la RP jusqu'à la fin : Le
Fe 3+
[Fe(C 2O4)]+
8,0
système équivalent contient des ions Fe3+ et des ions [Fe(C2O4)]+ : Il y a
[Fe(C 2O4)]+
[Fe(C 2O4)2]−
réaction entre le meilleur accepteur et le meilleur donneur :
6,2
0%
%
%
0%
𝐹𝑒 (𝑎𝑞) + 𝐹𝑒 𝐶A 𝑂C (𝑎𝑞) = 𝐹𝑒 𝐶A 𝑂C (𝑎𝑞) + 𝐹𝑒 (𝑎𝑞)
[Fe(C 2O4)2]−
[Fe(C 2O4)3]3−
4,4
de constante d'équilibre K° = 1. Il s'agit de l'équilibre de contrôle, et puisque
K° = 1, la composition du système n'est pas modifiée. On a donc bien à
C2O42−
∅
0
l'équilibre la composition déterminée précédemment.
4. Calcul des concentrations initiales :
ATTENTION : La solution mère de sulfate de fer (III) 𝟐𝑭𝒆𝟑% + 𝟑𝑺𝑶𝟐*
était à 0,005
𝟒
−1
3+
mol·L , donc la concentration mère en ions Fe vaut le double, soit 0,010 mol·L−1.
0,010 × 10
0,10 × 10
𝐹𝑒 0% ^1 =
= 0,005 𝑚𝑜𝑙 ∙ 𝐿*? 𝑒𝑡 𝐶A 𝑂CA* ^1 =
= 0,05 𝑚𝑜𝑙 ∙ 𝐿*?
20
20
Les ions oxalate sont introduits en grand excès, on peut donc supposer qu'il se forme le
complexe [Fe(C2O4)3]3− :
𝑚𝑜𝑙 ∙ 𝐿*?
𝐹𝑒 0% (𝑎𝑞) + 3 𝐶A 𝑂CA* (𝑎𝑞) = 𝐹𝑒 𝐶A 𝑂C 0 0* (𝑎𝑞)
EI
0,005
0,05
0
^
^
EF
0,005 − 𝑥K
0,05 − 3𝑥K
𝑥K^
1
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𝐾°′ = 𝛽0 = 10?N,b > 10C : on suppose la réaction quantitative. On obtient 𝑥K^ = 0,005 𝑚𝑜𝑙 ∙ 𝐿*? .
0*
0 PQ
Ainsi on a à l'équilibre : 𝐹𝑒 𝐶A 𝑂C
= 𝑥K^ = 0,005 𝑚𝑜𝑙 ∙ 𝐿*? et 𝐶A 𝑂CA*
PQ
= 0,05 − 3𝑥K^ =
0,035 𝑚𝑜𝑙 ∙ 𝐿*? . Il reste une quantité infime ε' d'ions Fe3+ qu'il reste à déterminer :
𝑥K^
𝐹𝑒 𝐶A 𝑂C 0*
0 PQ
𝐾°′ =
=
𝐹𝑒 0% PQ 𝐶A 𝑂CA* 0PQ 𝜀′ 0,05 − 3𝑥 ^ 0
K
⟹ 𝜀′ =
On a bien 𝜀′ ≪
𝑥K^
𝑥K^
0
3𝑥K^ 𝐾°′
0,05 −
=
0,005
= 2,9 ∙ 10*?d 𝑚𝑜𝑙 ∙ 𝐿*?
0,05 − 3×0,005 0 ×10?N,b
donc l'hypothèse de la réaction quantitative est cohérente.
𝑝𝐶A 𝑂C = − log 𝐶A 𝑂CA* PQ = − log 0,035 = 1,5
Sur le diagramme de distribution, on remarque que pour 𝑝𝐶A 𝑂C = 1,5, on a bien [Fe(C2O4)3]3−
majoritaire, donc l'hypothèse de départ est correcte.
Remarque : Pour ceux qui ont utilisé la méthode de la RP :
Le système initial contient des ions Fe3+ et des ions 𝐶A 𝑂CA* : Il y a réaction entre le meilleur
accepteur et le meilleur donneur de 𝐶A 𝑂CA* (cf Echelle N°1) :
𝐹𝑒 0% (𝑎𝑞) + 𝐶A 𝑂CA* (𝑎𝑞) = 𝐹𝑒 𝐶A 𝑂C % (𝑎𝑞)
de constante d'équilibre 𝐾° = 𝐾K,? = 10N > 1. Dans le cadre de la méthode de la RP, on considère
la réaction totale et on étudie le système équivalent de composition :
𝐹𝑒 𝐶A 𝑂C % ? = 0,005 𝑚𝑜𝑙 ∙ 𝐿*?
𝐶A 𝑂CA* ? = 0,045 𝑚𝑜𝑙 ∙ 𝐿*?
Il y a alors réaction entre le meilleur accepteur et le meilleur donneur de 𝐶A 𝑂CA* (cf Echelle N°2) :
𝐹𝑒 𝐶A 𝑂C % (𝑎𝑞) + 𝐶A 𝑂CA* (𝑎𝑞) = 𝐹𝑒 𝐶A 𝑂C A * (𝑎𝑞)
de constante d'équilibre 𝐾°′ = 𝐾K,A = 10b,A > 1. Dans le cadre de la méthode de la RP, on considère
la réaction totale et on étudie le système équivalent de composition :
*?
𝐹𝑒 𝐶A 𝑂C *
A A = 0,005 𝑚𝑜𝑙 ∙ 𝐿
A*
*?
𝐶A 𝑂C A = 0,040 𝑚𝑜𝑙 ∙ 𝐿
Il y a alors réaction entre le meilleur accepteur et le meilleur donneur de 𝐶A 𝑂CA* (cf Echelle N°3) :
𝐹𝑒 𝐶A 𝑂C A * (𝑎𝑞) + 𝐶A 𝑂CA* (𝑎𝑞) = 𝐹𝑒 𝐶A 𝑂C 0 0* (𝑎𝑞)
de constante d'équilibre 𝐾°′′ = 𝐾K,0 = 10C,C > 1. Dans le cadre de la méthode de la RP, on
considère la réaction totale et on étudie le système équivalent de composition :
*?
𝐹𝑒 𝐶A 𝑂C 0*
0 0 = 0,005 𝑚𝑜𝑙 ∙ 𝐿
𝐶A 𝑂CA* 0 = 0,035 𝑚𝑜𝑙 ∙ 𝐿*?
Il ne reste plus d'accepteur de ligand 𝐶A 𝑂CA* , donc le système précédent est à l'équilibre (cf Echelle
N°4).
Accepteurs
de C2O42−
Fe 3+
[Fe(C 2O4)]+
[Fe(C 2O4)2]−
∅
Donneurs
de C2O42−
[Fe(C 2O4)]+
8,0
[Fe(C 2O4)2]−
6,2
Fe 3+
[Fe(C 2O4)]+
[Fe(C 2O4)3]3− [Fe(C 2O4)2]−
4,4
0
Accepteurs
de C2O42−
C2O42−
Echelle 1
∅
Donneurs
de C2O42−
[Fe(C 2O4)]+
8,0
6,2
4,4
[Fe(C 2O4)]+
[Fe(C 2O4)3]3−
[Fe(C 2O4)2]−
Echelle 2
Accepteurs
de C2O42−
Fe 3+
[Fe(C 2O4)]+
[Fe(C 2O4)2]−
∅
Fe 3+
[Fe(C 2O4)2]−
C2O42−
0
Accepteurs
de C2O42−
∅
Donneurs
de C2O42−
8,0
6,2
4,4
0
[Fe(C 2O4)]+
[Fe(C 2O4)2]−
[Fe(C 2O4)3]3−
C2O42−
Echelle 3
Donneurs
de C2O42−
[Fe(C 2O4)]+
8,0
[Fe(C 2O4)2]−
6,2
[Fe(C 2O4)3]3−
4,4
0
C2O42−
Echelle 4
2
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Exercice 3 : Composition à l’équilibre
1. Le système contient des ions Fe3+ et des ions thiocyanate SCN-, on va donc étudier la
formation du complexe [Fe(SCN)]2+.
𝑚𝑜𝑙 ∙ 𝐿*?
𝐹𝑒 0% (𝑎𝑞) + 𝑆𝐶𝑁 * (𝑎𝑞) = 𝐹𝑒(𝑆𝐶𝑁) A% (𝑎𝑞)
EI
Eeq
0,001
0,001 − 𝑥PQ
0,1
0,1 − 𝑥PQ
La constante d’équilibre de cet équilibre vaut K° =
?
gh
0
𝑥PQ
= 10A,? .
On applique la relation de Guldberg et Waage à l’équilibre :
𝑥PQ
[𝐹𝑒 𝑆𝐶𝑁 ]A%
𝐾° =
=
0%
*
𝐹𝑒 . 𝑆𝐶𝑁
0,001 − 𝑥𝑒𝑞 . (0,1 − 𝑥𝑒𝑞 )
On résout et on trouve : 𝑥𝑒𝑞 = 9,3×10*C 𝑚𝑜𝑙. 𝐿*? . La composition finale du système est donc :
[𝐹𝑒 𝑆𝐶𝑁 ]A% PQ = 9,3×10*C 𝑚𝑜𝑙. 𝐿*? ; 𝐹𝑒 0%
PQ
= 7×10*l 𝑚𝑜𝑙. 𝐿*? ; 𝑆𝐶𝑁 *
PQ =9,9×10
*A
𝑚𝑜𝑙. 𝐿*? .
2. Le système contient des ions Fe3+ et des ions
thiocyanate SCN- et des ions fluorure F-. Afin de déterminer
la réaction prépondérante dans le milieu, on va placer les
différentes
espèces
sur
une
échelle
de
3+
donneurs/accepteurs d’ions Fe .
La réaction qui a lieu en premier est celle entre les ions fer
et les ions fluorure : formation du complexe [FeF]2+ de
constante d’équilibre égale à
?
n
gm
= 10l,l . Cette réaction
peut être considérée comme totale.
𝑚𝑜𝑙 ∙ 𝐿*?
𝐹𝑒 0% (𝑎𝑞)
EI
EF
+
0,001
𝜀 = 0,001 − 𝑥K ≃ 0
𝐹 * (𝑎𝑞)
=
1
1 − 𝑥K
𝐹𝑒𝐹
A%
(𝑎𝑞)
0
𝑥K
La composition du système est la suivante après la
réaction considérée comme totale est : [𝐹 * ]K ≃ 1𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1 ;
𝐹𝑒𝐹
A%
K
= 10*0 𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1 .
On trouve 𝜀 en appliquant la relation de Guldberg et Waage :
10*0
10*0
𝐾°^ = 10l,l =
⟺𝜀=
= 3,2×10*W 𝑚𝑜𝑙. 𝐿*?
1×𝜀
1×10l,l
On a donc [𝐹𝑒 0% ]PQ = 3,2×10−9 𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1 .
On peut à nouveau tracer une échelle de donneurs
accepteurs d’ions Fe3+. On voit que la réaction prépondérante est l’équilibre 𝐹 * + [𝐹𝑒𝐹]A% =
[𝐹𝑒𝐹]A% + 𝐹 * qui ne modifie pas les concentrations dans la solution.
On ne forme pas de complexe [Fe(SCN)]2+. On peut vérifier qu’on se trouve bien dans le
domaine de prédominance de SCN- pour 𝑝𝐹𝑒 = − log 3,2×10*W = 8,5.
pFe = 8,5
2,1
Prédominance de
[Fe(SCN)]2+
Prédominance de SCN-
Prédominance de [FeF]2+
Prédominance de
F5,5
pFe
Remarque : ici, on trace un diagramme en fonction de pFe car c’est le fer qui est commun aux
deux complexes.
3
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Pour aller plus loin
Exercice 4 : Complexations compétitives du ligand thiosulfate
1. Attention les couples donneur/accepteur de ligand étudiés dans cet exercice mettent en jeu
l'échange de 2 particules S2O32−. Le complexe intermédiaire n'existe pas et les couples sont
caractérisés par des constantes de formation globales. Pour établir le diagramme de
prédominance, il faut établir la relation entre pL, [M] et [ML2].
𝐴𝑔% + 2𝑆A 𝑂0A* = 𝐴𝑔 𝑆A 𝑂0
A
0*
𝛽A =
𝐴𝑔 𝑆A 𝑂0 0*
A
⟹ 𝑆A 𝑂0A* =
𝐴𝑔% 𝑆A 𝑂0A* A
𝐴𝑔 𝑆A 𝑂0 0*
A
𝐴𝑔% 𝛽A
1
1
𝐴𝑔%
𝑝𝑆A 𝑂0 = − log
= log 𝛽A + log
2
2
𝐴𝑔 𝑆A 𝑂0 0*
A
A la frontière, on a égalité des concentrations des espèces en solution, donc 𝐴𝑔% =
𝑆A 𝑂0A*
𝐴𝑔 𝑆A 𝑂0
0*
A
?
, ce qui conduit à : 𝑝𝑆A 𝑂0 = log 𝛽A = 6,75.
A
De même, 𝐻𝑔
A%
+
2𝑆A 𝑂0A*
= 𝐻𝑔 𝑆A 𝑂0
A
?
?
tuvw
A
A
tu xv yz v{
v
𝑝𝑆A 𝑂0 = log 𝛽A^ + log
A*
?
A la frontière, on a alors 𝑝𝑆A 𝑂0 = log 𝛽A^ = 14,5
A
Diagramme de prédominance :
[Hg(S 2O3)2]2−
Hg2+
6,75
pS2O3
14,5
[Ag(S 2O3)2]3−
Ag+
2. Concentrations initiales :
𝑐? 𝑉?
𝑐A 𝑉A
𝐴𝑔% 1 =
= 0,008 𝑚𝑜𝑙 ∙ 𝐿*?
𝑆A 𝑂0A* 1 =
= 0,030 𝑚𝑜𝑙 ∙ 𝐿*?
𝑉? + 𝑉A
𝑉? + 𝑉A
La réaction qui se produit est la formation du complexe 𝐴𝑔 𝑆A 𝑂0 A 0* , de constante d'équilibre
β2 = 1013,5. On peut faire l'hypothèse que la réaction est quantitative. Dressons le tableau
d'avancement :
= 𝐴𝑔 𝑆A 𝑂0 A 0* (𝑎𝑞)
𝑚𝑜𝑙 ∙ 𝐿*? 𝐴𝑔% (𝑎𝑞) +
2𝑆A 𝑂0A* (𝑎𝑞)
EI
0,008
0,030
0
EF
𝜀
0,030 − 2×0,008 = 0,014
0,008
D'après la relation de Guldberg et Waage,
𝐴𝑔 𝑆A 𝑂0 0*
𝐴𝑔 𝑆A 𝑂0 0*
A PQ
A PQ
%
𝑄•,PQ = 𝐾° ⟹
=
𝛽
⟹
𝐴𝑔
=
= 1,29 ∙ 10*?A 𝑚𝑜𝑙 ∙ 𝐿*?
A
PQ
𝐴𝑔% PQ 𝑆A 𝑂0A* APQ
𝑆A 𝑂0A* APQ ∙ 𝛽A
L'hypothèse d'une réaction quantitative est vérifiée puisque les ions Ag+ sont négligeables.
3. Après l'ajout de la solution d'ions Hg2+, les concentrations du système avant toute réaction
sont : 𝐻𝑔A%
^
1
=
€z •z
•‚ %•v %•z
= 0,020 𝑚𝑜𝑙 ∙ 𝐿*? ; 𝑆A 𝑂0A*
𝐴𝑔 𝑆A 𝑂0
Echelle de β2 :
Accepteurs
de S2O32−
Hg 2+
Donneurs
de S2O32−
29
Ag+
13,5
∅
0
[Hg(S 2O3)2]2−
[Ag(S 2O3)2]3−
S2O32−
0* ^
A 1
=
^
1
=
1,1?C •‚ %•v
•‚ %•v %•z
= 0,007 𝑚𝑜𝑙 ∙ 𝐿*?
0,008 𝑉? + 𝑉A
= 0,004 𝑚𝑜𝑙 ∙ 𝐿*?
𝑉? + 𝑉A + 𝑉0
Réaction de plus grande constante d'équilibre entre l'accepteur
de 𝑆A 𝑂0A* le plus fort et le donneur le plus fort :
𝐻𝑔A% + 2𝑆A 𝑂0A* = 𝐻𝑔 𝑆A 𝑂0 A A*
K° > 1 donc on la suppose quantitative et on fait un bilan de
matière :
𝑚𝑜𝑙 ∙ 𝐿*?
𝐻𝑔A% + 2𝑆A 𝑂0A* = 𝐻𝑔 𝑆A 𝑂0 A A*
EI
0
0,020
0,007
EF
0,0165
0
0,0035
4
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Système équivalent :
𝐻𝑔A% = 0,0165 𝑚𝑜𝑙 ∙ 𝐿*? ; 𝐻𝑔 𝑆A 𝑂0 A*
= 0,0035 𝑚𝑜𝑙 ∙ 𝐿*? ;
A
0*
𝐴𝑔 𝑆A 𝑂0 A = 0,004 𝑚𝑜𝑙 ∙ 𝐿*? ;
Echelle de β2 :
Réaction de plus grande constante d'équilibre entre l'accepteur
de 𝑆A 𝑂0A* le plus fort et le donneur le plus fort :
Accepteurs
Donneurs
2−
2−
de S2O3
de S2O3
𝐻𝑔A% + 2𝑆A 𝑂0A* = 𝐻𝑔 𝑆A 𝑂0 A A*
2+
2−
Hg
[Hg(S 2O3)2]
K° > 1 donc on la suppose quantitative et on fait un bilan de
29
matière :
Ag+
[Ag(S 2O3)2]3−
𝑚𝑜𝑙
13,5
𝐻𝑔A% + 𝐴𝑔 𝑆A 𝑂0 A 0* = 𝐻𝑔 𝑆A 𝑂0 A A* + 𝐴𝑔%
∙ 𝐿*?
S2O32−
∅
EI
0,0165
0,004
0,0035
0
0
EF 0,0125
0
0,0075
0,004
Système équivalent :
𝐻𝑔A% = 0,0125 𝑚𝑜𝑙 ∙ 𝐿*? ; 𝐻𝑔 𝑆A 𝑂0 A*
= 0,0075 𝑚𝑜𝑙 ∙ 𝐿*? ;
A
%
*?
𝐴𝑔 = 0,004 𝑚𝑜𝑙 ∙ 𝐿 ;
Echelle de β2 :
Réaction de plus grande constante d'équilibre entre l'accepteur
A*
Accepteurs
Donneurs de 𝑆A 𝑂0 le plus fort et le donneur le plus fort :
de S2O32−
de S2O32−
𝐻𝑔A% + 𝐻𝑔 𝑆A 𝑂0 A A* = 𝐻𝑔 𝑆A 𝑂0 A A* + 𝐻𝑔A%
Hg 2+
[Hg(S 2O3)2]2−K° = 1 donc cette réaction est l'équilibre de contrôle. De plus,
29
comme K° = 1, elle ne modifie pas les concentrations à
Ag+
[Ag(S 2O3)2]3−l'équilibre, donc :
13,5
𝐻𝑔A% PQ = 0,0125 𝑚𝑜𝑙 ∙ 𝐿*? ; 𝐻𝑔 𝑆A 𝑂0 A*
A PQ
∅
0
= 0,0075 𝑚𝑜𝑙 ∙ 𝐿*? ;
𝐴𝑔 PQ = 0,004 𝑚𝑜𝑙 ∙ 𝐿*? .
S2O32−
%
Vérification :
1
1
𝐻𝑔A%
log 𝛽A^ + log
2
2
𝐻𝑔 𝑆A 𝑂0 A*
A
1
1
0,0125
= log 10AW + log
2
2
0,0075
= 14,6
On est dans le domaine de prédominance de Ag+, donc la
réaction entre Ag+ et 𝐻𝑔 𝑆A 𝑂0 A A* est bien négligeable.
𝑝𝑆A 𝑂0 =
Exercice 5 : Dissociation d'un complexe en milieu acide
L’ajout d’acide chlorhydrique provoque la dissociation du complexe selon la réaction :
1
1
FeF A% aq = Fe0% aq + F * aq
𝛽
1
2
F * aq + H0 O% aq = HF aq + HA O ℓ
𝐾‹
𝐵𝑖𝑙𝑎𝑛 FeF A% aq + H0 O% aq = Fe0% aq + HF aq + HA O ℓ
Comme on a (Bilan) = (1) + (2), sa constante d’équilibre vaut :
1
K° =
= 10*A
βK ‘
𝐾°
Comme K° < 1, il faudra introduire l'acide chlorhydrique en large excès afin de dissocier 80%
du complexe. Dressons un tableau descriptif de l'évolution du système, pour qu'à l'état final
on ait consommé 80% du complexe :
5
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H0 O% (aq) = Fe0% (aq) + HF(aq) + HA O(ℓ)
𝑛
EI
0
0
excès
𝐶
𝑉
𝑛
EF
0,2𝐶
− 0,8𝐶
0,8𝐶
0,8𝐶
excès
𝑉
Qr,i = 0 < K° : le système évolue dans le sens direct. D'après la relation de Guldberg et Waage
:
0,8𝐶 A
0,8𝐶 A
*A
𝑄•,PQ = 𝐾° ⟹
= 10
⟹ 𝑛=𝑉
+ 0,8𝐶 = 3,2 𝑚𝑜𝑙
𝑛
0,2𝐶×10*A
0,2𝐶
− 0,8𝐶
𝑉
(mol·L−1)
FeF
A%
(aq)
+
6
