RÉACTIONS DE COMPLEXATION

 RÉACTIONS DE COMPLEXATION

Couple donneur/Accepteur

• Cu2+ + 4H2O ⇋ [Cu, 4H2O] 2+ : couleur bleue
 • Cu2+ aq + 4NH3 ⇋ [Cu(NH3)4] 2+ : couleur bleue celeste
• Fe3+ + SCN − ⇋ FeSCN2+ : couleur rouge sang.
• D’une façon générale on aura :

A + nL ⇋ ALn = D

A :l’édifice accepteur ; D : est l’édifice donneur ; A/D couple donneur accepteur

Définitions :

 ⋆ Un complexe est un édifice polyatomique constitué d’un atome ou d’un cation métallique central auquel sont liés des molécules ou des ions appelés ligands ou coordinations.
⋆ L’atome central ou l’ion métallique central : souvent un élément de transition capable de capter des doublets d’électrons Exemple : Ag+; Co3+; Cu2+; Ni2+;Zn2+; Mn2+; Fe3+; Hg2+; Ce4+
Ligands ou coordinations : molécules ou ions possédant au moins un doublet libre

 Exemple : H2O; NH3; OH−; NH2 − CH2 − CH2 − NH2 

⊲ Un ligand est dit monodentate s’il possède un seul doublet libre.
⊲ Un ligand est dit bidentate s’il possède deux doublets libres.
⊲ Un ligand est dit polydentate s’il possède plusieurs doublets libres.
 Exemple : Ion éthylènediamminetetraacétate (E.D.T.A) :

⋆ A + nL ⇋ D 

n est dit indice de coordination si tous les ligands sont monodentate.
Nomenclature des complexes
Nom de quelques ligands usuels

Applications

• [Cu(H2O)4] 2+ : ion tétraaquacuivre (II)
• [Cu(NH3)4] 2+ : ion tétraamminecuivre (II)
• [FeSCN] 2+ : ion thiocyanatofer (III)
 • [Co(NO2)3(NH3)3] 2+ : ion trinitrotriamminecobalt(II)
• [CrCl2(H2O)4] + : ion dichlorotétraaquachrome (III)
 • [Fe(CN)6] 4− : ion hexacyanoferrate (II) • [Fe(CO)5] : pentacarbonylfer • [Ag(NH3)2] + : ion diammineargent (I)

Constante de formation-constante de dissociation

Remarque : 
1. Plus Kf est grande plus le complexe est stable (KA grand =⇒ l’acide est fort).
 2. On appelle la constante de dissociation Kd la constante relative à l’équilibre :

Tableau des valeurs des log βi à 25 oC

Domaine de prédominance

 Applications

Complexation du cuivre II

Remarque : Cette relation est valable si k > 1
- pKd1 = log β1 = 4, 13
- pKd2 = log β2
− log β1 = 3, 48
 - pKd3 = log β3
− log β2 = 2, 87
- pKd4 = log β4
− log β3 = 2, 11

Dosage compléxométrique


A fin de déterminer la teneur en plomb d’une essence on suit le protocole expérimental suivant : On introduit 50 ml de l’essence, échantillon à analysée, dans un réfrigérant. On y ajoute de l’acide chlorhydrique concentré pour détruire le tétraéthyle de plomb et favoriser la formation des chlorocomplexes très soluble dans la phase aqueuse. On sépare la phase aqueuse, de la phase organique, qu’on évapore, ainsi on obtient un précipité blanc( contenant les ions Pb2+ ). Par dissolution du précité obtenu dans 100 ml d’eau distillée on prépare la solution qu’on notera S1. 25 ml de S1, 20 ml d’un tampon éthanoïque et quelques gouttes d’orangé de xylénol ( Indicateur coloré (I.C)) sont mises dans un bêcher. On titre ce mélange par une solution S2 de l’acide éthylènediaminetétracétique ( E.D.T.A. ) de concentration C2 = 9.10−4 moℓ.ℓ−1
 L ’ I.C. vire du violet au jaune après addition de V2 = 8, 05 ml de S2.
1.Rappeler le protocole expérimentale
2. Quelle est la forme majoritaire de l’ ( E.D.T.A. ) dans un tampon éthanoïque ( pKA = 7,75 ) ? En déduire l’ équation bilan de ce dosage.
 3. Quel est le titre, en ions Pb2+, de la solution S1 ?
4. Vérifier que l’élément plomb se trouve sous la forme Pb2+.
5. Pourquoi réalise-t-on un tel dosage dans un tampon éthanoïque ?
6. En déduire le teneur massique ( g.l−1 ) en plomb de l’ essence examinée .
7. La teneur légale étant de 0, 15 g.l−1 . L’ essence étudiée est-elle légale ou non ? Justifier. Données : • pKai ( E.D.T.A. ) ( à 25oC ) = 2 ; 2,7 ; 6,2 et 10,3. • M ( Pb ) = 207 g.mol−1 . • pKs[Pb(OH)2] = 15, 3 à 25oC
. Réponse

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