TP 2 : Synthèse et analyse d`un complexe - Anne CURK

TP 2 : SYNTHESE ET ANALYSE D’UN COMPLEXE DE NICKEL
Objectifs :
• Synthétiser un complexe ammine nickel II : Ni(NH3)x .
• Proposer et réaliser un protocole permettant de déterminer la stœchiométrie du complexe synthétisé.
2+
Données :
•
•
•
•
Annexe 1 : Mode opératoire de la synthèse du complexe ammine nickel II
Annexe 2 : Données thermodynamiques et couleurs des complexes du nickel en solution aqueuse
Annexe 3 : Données de sécurité
Annexe 4 : Tables de données de chimie générale (commune à tous les TP)
Produits et matériel à disposition :
Produits :
•
•
•
•
•
•
•
•
•
•
•
•
Ammoniaque concentré (NH3)
Chlorure de nickel hexahydraté (NiCl2, 6H2O)
Ethanol (C2H5OH)
Ether ((C2H5)2O)
Glace
Indicateurs colorés pH : hélianthine, BBT et phénolphtaléine
Murexide
Solution d’acide éthylène-diamine-tétraacétique (EDTA)
Solution d’acide nitrique (HNO3)
+
Solution de chlorure d’ammonium (NH4 ,Cl )
Solution d’hydroxyde de sodium (NaOH)
Solution tampon à pH = 10
-2
-2
-1
C = 5,00.10 ± 0,03.10 mol·L
-1
C = 0,1000 ± 0,0005 mol·L
-1
C = 4,00 ± 0,02 mol·L
-1
C = 0,1000 ± 0,0005 mol·L
Matériel :
•
•
•
•
•
•
•
Burette : 1 de 50 mL
Erlenmeyers : 1 de 100 mL et 1 de 50 mL
Fioles jaugées : 1 de 50 mL et 1 de 20 mL
Pipette graduée : 1 de 5 mL
Pipette jaugée : 1 de 20 mL
Béchers : 2 de 100 mL
Eprouvettes : 1 de 25 mL et 1 de 10 mL
• Cristallisoir
• Sabot de pesée et spatule
• Spectrophotomètre UV-visible et cuves
• Agitateur magnétique, tige aimantée et barreau
aimanté
• Balance
• Tubes à essai dans porte-tube
• Fiole à vide, pompe, filtre et papier filtre
Travail à effectuer pendant la séance :
1) Réaliser la synthèse du complexe selon le protocole décrit dans l’annexe 1. Peser le produit sec obtenu.
• Donner la réaction de synthèse du complexe.
• Pourquoi ne faut-il pas laver le solide à l’eau ?
• Exprimer le rendement de cette synthèse, fonction de x .
2) Proposer un mode opératoire permettant de déterminer de manière précise la quantité d’ammoniac présente
dans une masse m de complexe à l’aide d’un dosage acido-basique.
Appel n°1 : Présenter le protocole envisagé ou en cas de difficulté.
3) Réaliser le protocole proposé et validé, ou fourni.
4) Proposer deux modes opératoires, avec des méthodes de suivi différentes, permettant de déterminer la quantité
de nickel présente dans une masse m de complexe.
Appel n°2 : Présenter les protocoles envisagés ou en cas de difficulté.
5) Réaliser les protocoles proposés et validés.
6) Présenter vos protocoles (schémas des expériences, volumes ou masses de produits utilisés, …) et vos résultats
commentés (rendement, analyse des changements de couleur observés, stœchiométrie du complexe,
représentation de sa structure, …) dans un compte-rendu concis.
Pour aller plus loin : un autre exemple à réaliser à l'écrit :
On souhaite déterminer la stœchiométrie d’un complexe d’oxalate de fer II de formule Fe(C2O4)x(H2O)4. On utilise
pour cela le protocole de dosage suivant :
a) Peser 0,20 g d’oxalate de fer II dans un bécher et les dissoudre dans 25 mL de H2SO4 à 50%.
-2
-1
b) Ajouter une spatule de MnCl2. Doser par une solution de MnO4 à 2,00.10 mol·L placée dans une burette
2+
de 50 mL et s’arrêter strictement à l’équivalence. Relever le volume équivalent Véq. (Mn sert à catalyser la
réaction de MnO4 sur l’acide oxalique).
c) Ajouter 4 g de zinc en poudre et 5 mL de H2SO4 à 17%.
d) Agiter pendant 1 heure à 70°C.
e) Prélever quelques gouttes de la solution, les verser dans un tube à essai et y ajouter une goutte de
thiocyanate de potassium. En cas de coloration rouge, rajouter du zinc dans le bécher et continuer à agiter.
Répéter cette opération jusqu’à ce que la coloration rouge n’apparaisse plus lors du test.
f) Filtrer le zinc surnageant sur verre fritté.
-2
-1
g) Doser le filtrat par la solution de MnO4 à 2,00.10 mol·L . Relever le volume équivalent V’éq (la burette
contenant MnO4 a été remplie entre les deux dosages).
1) Rechercher dans vos tables de données les potentiels standard d’oxydoréduction des couples suivants :
3+
2+
2+
2+
Fe /Fe , CO2/H2C2O4, MnO4 /Mn , Zn /Zn.
2) Faire le bilan des espèces présentes au début du dosage lors de l’étape (b). En déduire les équations des
réactions de dosage (attribuer un coefficient stœchiométrique de 1 à MnO4 ). Calculer leur constante standard
d’équilibre.
-
3) Faire le bilan des espèces présentes lors de l’étape (c), sachant que quelques gouttes de MnO4 ont été versées
après la première équivalence. En déduire l’équation de la réaction se produisant lors de cette étape. Quel est
l’intérêt de cette étape ?
4) Commenter le test réalisé à l’étape (e).
5) Faire le bilan des espèces présentes au début du dosage lors de l’étape (g). En déduire l’équation de la réaction
de dosage (attribuer un coefficient stœchiométrique de 1 à MnO4 ).
6) On a obtenu les volumes équivalents suivant : Véq = 27,8 mL et V’éq = 9,3 mL. Déterminer les quantités de fer et
d’oxalate initialement présentes dans le bécher. En déduire la stœchiométrie du complexe Fe(C2O4)x(H2O)4.
7) Représenter dans l’espace la structure du complexe Fe(C2O4)x(H2O)4.
8) En réalité, les ions oxalate sont doublement liés à deux ions fer II, dans un environnement octaédrique autour de
2+
2+
Fe (polymère), avec seulement deux molécules d’eau par ion Fe . Proposer une structure pour ce complexe.
Données :
2+
Couleur du complexe [Fe(NCS)(H2O)5] : rouge sang
Constantes d’acidité de l’acide oxalique (H2C2O4) : pKA,1 = 1,5
pKA,2 = 4,3
Masses molaires :
Elément
H
C
O
Fe
-1
M (g·mol )
1,01
12,01
16,00
55,85
ANNEXE 1 : MODE OPERATOIRE DE LA SYNTHESE DU COMPLEXE AMMINE NICKEL II
• Peser précisément, dans un bécher, environ 2,5 g de chlorure de nickel hexahydraté.
• Ajouter 2 mL d’eau et agiter jusqu’à dissolution totale.
• Sous la hotte, verser cette solution dans un erlenmeyer contenant 10 mL d’ammoniac concentré, et ajouter
-1
2,5 mL d’une solution de chlorure d’ammonium à 4 mol·L .
• Laisser évoluer la réaction pendant 15 min dans un bain d’eau glacée.
• Filtrer le précipité sur filtre de Büchner. Ne pas laver le solide a l’eau.
• Laver le précipité, dans cet ordre, par quelques mL d’ammoniac concentré, puis à l’éthanol, puis à l’éther.
• Essorer le solide.
ANNEXE 2 : DONNEES THERMODYNAMIQUES ET COULEURS DES COMPLEXES DU NICKEL EN
SOLUTION AQUEUSE
Constantes d’acidité des ligands :
EDTA
Murexide
-
pKA,1(H4Y/H3Y ) = 2,0
pKA,1(H5In/H4In ) = 1,6
-
2-
pKA,2(H3Y /H2Y ) = 2,7
2pKA,2(H4In /H3In ) = 9,0
2-
3-
pKA,3(H2Y /HY ) = 6,4
23pKA,3(H3In /H2In ) = 10,5
Constantes de formation globale de complexes :
Complexe
log(β)
2-
NiY
18,6
+
NiH4In
11,3
2+
Ni(NH3)x
8,5
Couleurs de composés en solution aqueuse :
EDTA
Couleur
Murexide
Couleur
Nickel
Couleur
-
H2Y
incolore
-
H3In
violet
H4Y
incolore
H3Y
incolore
H5In
jaune
H4In
pourpre
2+
Ni
libre
vert
+
NiH4In
saumon
2-
HY
incolore
2-
H2In
bleu
2-
NiY
bleu
3-
3-
4-
Y
incolore
3-
4-
pKA,4(HY /Y ) = 10,2
34pKA,4(H2In /HIn ) = 13,5
ANNEXE 3 : DONNEES DE SECURITE
Ammoniaque
concentré
Chlorure de
nickel
hexahydraté
Ethanol
Ether
H314 : Provoque des brûlures de la peau et des lésions oculaires
graves.
H335 : Peut irriter les voies respiratoires.
H400 : Très toxique pour les organismes aquatiques.
H301 : Toxique en cas d’ingestion.
H315 : Provoque une irritation cutanée.
H331 : Toxique par inhalation.
H410 : Très toxique pour les organismes aquatiques, entraîne des
effets néfastes à long terme
H225 : Liquide et vapeurs très inflammables.
H224 : Liquide et vapeurs extrêmement inflammables.
H302 : Nocif en cas d’ingestion.
H336 : Peut provoquer somnolence ou vertiges.
Solution
d’hydroxyde de
sodium
H315 : Provoque une irritation cutanée.
H319 : Provoque une sévère irritation des yeux.
Phénolphtaléine
H350 : Peut provoquer le cancer.
H341 : Susceptible d’induire des anomalies génétiques.
H302 : Nocif en cas d’ingestion.