CHIMIE

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COURS
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(*)
soit :
17
Équilibres de complexation
La concentration en ion Y 4– se détermine à l’aide de la
constante de formation de l’un des complexes, par
exemple :
[Y 4– ] = = 2,2 . 10 –10 mol . L –1
soit : pY = 9,65
En reportant, sur un diagramme de prédominance en
pY = – log [Y 4– ], le point représentatif de la solution, il
est possible de vérifier la validité des résultats obtenus
et donc de l’hypothèse retenue (doc. 23).
8,7
[MgY] 2– Mg 2+
[CaY] 2– Ca 2+
3.3 Compétition d’un ion métallique
et de l’ion hydronium pour un ligand
10,6 pY
Pour s’entraîner : ex. 14
Soit un ligand L susceptible de donner le complexe [ML p] avec l’ion central M de
constante globale b p .
Le ligand L possède nécessairement un doublet non liant ; c’est donc une base, susceptible
de fixer un proton. C’est la base conjuguée de l’acide faible LH + de constante
K A .
Si l’on ajoute une solution d’acide fort à une solution contenant le complexe [MLp],
il s’établit l’équilibre :
[MLp] + p H 3O + = M + p HL + + p H 2O
de constante (*) : (17.12)
Si K 0 est nettement supérieur à 1 et si l’acide fort est introduit en proportions stœchiométriques
ou en excès, le complexe [ML p] est détruit. Dans le cas contraire,
les différentes espèces coexistent.
c
solution étudiée
Doc. 23 Les ions [CaY] 2– et Mg 2+ sont les espèces
prédominantes de la solution à l’équilibre.
APPLICATION 4
Dissociation du complexe [CeF] 2+ en milieu acide
À V 1 = 10,0 mL de solution de fluorure de sodium
NaF à C 1 = 0,20 mol . L –1 , on ajoute V 2 = 10,0 mL
de solution de sulfate de cérium (III) Ce 2(SO 4) 3 à
C 2 =0,10 mol . L –1 .
À la solution obtenue, on ajoute sans dilution une
quantité n d’acide chlorhydrique HCl jusqu’à ce que
50 % du cérium (III) soit complexé.
1) Déterminer les concentrations de Ce 3+ , F – , [CeF] 2+
dans la solution avant l’ajout de l’acide chlorhydrique.
2) Déterminer ces mêmes concentrations après l’ajout
de l’acide chlorhydrique.
3) En déduire le pH de la solution et la valeur de n.
Données : log b([CeF] 2+ ) = 4,1 ; pK A (HF / F – ) = 3,2 .
1) Lors du mélange de V1 et V2, il se produit une réaction
entre l’ion cérium (III) et l’ion fluorure selon l’équation :
Ce3+ + F – d 1
[CeF]
2
2+ (1)
de constante de réaction b = 104,1 = 1,3 . 104 .
La réaction est quantitative ; faisons le bilan de cette
réaction. En tenant compte de la dilution, il vient :
Ce3+ + F – = [CeF] 2+
c « apportées » (mol . L –1 ) 0,10 0,10
c à l’équilibre (mol . L –1 ) e e 0,10
Àl’équilibre : [[CeF] 2+ ] = 0,10 mol . L –1
et : e = [Ce 3+ ] = [F – ] =
soit : [Ce 3+ ] = [F – ] = 2,8 . 10 –3 mol . L –1