TP 5 : Complexes

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Groupe 9 TP5: Complexes 5 Octobre 2007
Luca MAILLARD Quentin VEROLET 076/4821446
[email protected] [email protected]
TP 5 : Complexes
1. Resumé
Ce TP nous montre les mécanismes essentiels des réactions de complexation et permet de
titrer les concentrations en ions calcium et magnésium de solutions synthétisées et d’un extrait
de roche naturelle.
2. Introduction
Ce TP est une introduction aux réactions de complexation. Nous allons donc former des
complexes et essayer de trouver leur formule théorique.
Par plusieurs titrages, nous allons comprendre que certains indicateurs sont sélectifs et
détectent seulement un ion métallique, en l’occurrence le Ca++, et que d’autre ne le sont pas et
peuvent détecter plusieurs ion métallique (Ca++ et Mg++).
Une fois cela compris, il est alors possible de doser la concentration des ions Ca++ et Mg++ et
de connaître leur concentration massique dans une pierre calcaire inconnue.
3. Illustration des réactions de complexation
3.1 Manipulations
Pour cette expérience, nous devons préparer 8 solutions de ions de métaux d’un volume de
20 mL et de concentration 0.1 M à partir de sels. Selon la formule :
)(gMasseMMVM
mol
g
L
mol =∗∗
m théorique m pesé
1. nitrate de cuivre (II) Cu(NO3)20.483 g 0.47 g
2. nitrate de chrome (III) Cr(NO3)30.8 g 0.77 g
3. nitrate d’aluminium Al(NO3)3 0.75 g 0.75 g
4. nitrate de cobalt Co(NO3)20.582 g 0.58 g
5. nitrate de calcium Ca(NO3)20.472 g 0.46 g
6. nitrate de magnésium Mg(NO3)20.5126 g 0.49 g
7. nitrate de fer (III) Fe(NO3)30.8 g 0.78 g
8. sulfate de fer (II) FeSO40.555 g 0.56 g

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Ainsi que 4 solutions de ligands de 50mL et de concentration 0.2M a partir de sels ou de
solutions plus concentré. Selon la formule :
initial
final
finalinitial C
C
VV ∗=
1. Ammoniaque NH32.5 mL de NH3 4M
2. Thiocyanate de potassium KSCN m théorique = 0.97 m pesé = 0.98
3. Ethylènediamine H2N-CH2-CH2-NH2 7.5mL de solution 60g/mol
4. Hydroxyde de sodium NaOH 2.4mL de NaOH 4.14M
On prendra ensuite 1mL de chaque solution de ions de métaux a qui l’on rajoute par 4 étapes
successives chaque solution de ligand étape 1 = 1ml de ligand
étape 2 = 1ml de ligand
étape 3 = 3ml de ligand
(seulement pour le ligand NaOH) étape 4 = 0.5 ml de ligand
3.2 Résultats
Métaux
Cu(NO3)2
Cr(NO3)2
Al(NO3)3
Co(NO3)2
Ca(NO3)2
Mg(NO3)2
Fe(NO3)3
FeSO4
Couleur initiale
bleu
noir
incolor
rose
incolor
incolor
orange,jaune
jaune-clair
Ligands
1er
aj.
NH3
p. bleu
vert
/
vert
/
/
p. orange
p. vert
sombre
KSCN
jaune
rouge
/
/
/
/
rouge sang
orange
Ethylènediamine
violet
p.vert
pâle
p. blanc
orange clair
/
/
p. orange
p. vert
sombre
NaOH
p.bleu
vert
/
p.bleu-vert
/
p. blanc
p, orange
p. vert
sombre
2e aj.
NH3
p.bleu
foncé
p. vert
p.blanc
p.vert
/
trouble
p. brun
p. vert
sombre
KSCN
jaune
rouge
/
/
/
/
rouge sang
orange
Ethylènediamine
violet
p.vert
pâle
p. blanc
orange
/
trouble
p. brun
p. vert
sombre
NaOH
p. bleu
p. vert
p. blanc
p. jaune
brun
/
p. blanc
p, brun
p. vert
sombre
3e aj.
NH3
bleu
p.vert
p. blanc
p. vert
/
trouble
p. brun
p. vert
sombre
KSCN
jaune
rouge
/
/
/
/
rouge sang
orange-clair
Ethylènediamine
violet
p. vert
p. blanc
orange
/
trouble
p. brun
p. vert
sombre
NaOH
p. bleu
vert
/
p. brun
/
p. blanc
p, brun
p. vert
sombre
4e aj.
NaOH
p.bleu
vert
/
p. brun
/
p. blanc
p. brun
/
/ = pas dechangement par rapport a la couleur initial
p. = précipité

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3.3 Réactions
1. Nitrate de cuivre (II) Cu(NO3)2 + H2O → Cu2+ + 2 NO3- + H2O
A. Milieu neutre : Cu(NO3)2 + 2 NH3 + 2 H2O → Cu(OH)2 (s) + 2 NH4+ + 2 NO3-
Milieu basique : Cu(NO3)2 + 3 OH- → [Cu(OH)3]- + 2 NO3-
B. Cu2+ + 6 SCN- → [Cu(SCN)6]4-
C. Cu2+ + 3 en → [Cu(en)3]2+
D. Cu2+ + 2 OH- → Cu(OH)2 (s)
2. Nitrate de chrome (III) Cr(NO3)3 + 6 H2O → [ Cr(H2O)6]3+ + 3 NO3-
A. Cr3+ + 6 NH3 → [Cr(NH3)6]3+
B. Cr3+ + 6 CN- → [Cr(CN)6]3-
C. 2 Cr3+ + 3 NH2-CH2-CH2- NH2 + 12 H2O → 2 Cr(OH)3 (s) + 3 C2H6 + 6 NH4+ + 6H2O
D. Milieu peu basique : Cr3+ + 3 OH- → Cr(OH)3 (s)
Milieu basique : Cr3+ + 3 OH- → [Cr(OH)4]-
3. Nitrate d’aluminium Al(NO3)3 + H2O → Al3+ + 3 NO3- + H2O
A. Al3+ + 6 NH3 → [Al(NH3)6]3+
B. ne réagit pas
C. Al3+ + 3 en + 12 H2O → 2 Al(OH)3 (s) + 3 C2H6 + 6 NH4+
D. Milieu un peu basique : Al3+ + 3 OH- → Al(OH)3 (s)
Milieu basique : Al(OH)3 (s) + 4 OH- → [ Al(H2O)4]- + 3 OH-
4. Nitrate de cobalt (II) Co(NO3)2 + H2O → Co2+ + 2 NO3- + H2O
A. Milieu neutre : Co2+ + NH3 + H2O → Co2+ + NH4+ + OH-
Milieu basique : Co2+ + 2 OH- → Co(OH)2 (s)
B. ne réagit pas
C. Co2+ + 3 en → [Co(en)3]2+
D. Co2+ + 2 OH- → Co(OH)2 (s)
5. Nitrate de calcium Ca(NO3)2
Aucune réaction
6. Nitrate de magnésium Mg(NO3)2
A. C. et D. Mg2+ + 2 OH- → Mg(OH)2
B. ne réagit pas
7. Nitrate de fer (III) Fe(NO3)3 + H2O → Fe3+ + 3 NO3- + H2O
A. C. et D. Fe3+ + 3 OH- → Fe(OH)3 (s)
B. Fe3+ + 6 CN- → [ Fe(CN)6]3-

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8. Sulfate de fer (II) FeSO4 + H2O → Fe2+ + SO42- + H2O
A. C. et D. Fe2+ + 2 OH- → Fe(OH)2 (s)
B. Fe2+ + 6 CN- → [ Fe(CN)6]4-
3.4 Discussion
Les réactions de complexation sont assez simples à réalisées, car certains métaux ont les
même comportements.
Cela est visible sur le tableau où l’on retrouve les mêmes fréquences de changement de
couleur et de formation de précipité
La stœchiométrie de certains complexes a été parfois difficile à définir.
Nous pourrons aussi noter et les passage entre un complexe aqueux à un complexe hydroxyle
en fonction du pH en passent par un précipité solide pour un pH neutre
4. Synthèse d’un complexe de cobalt
Il s’agit ici d’un complexant oxalate – aussi appelé diméthylglyoxime – (issu de l’acide
oxalique, H2C2O4) associé au cation cobalt (Co2+) issu d’une solution de chlorure de cobalt
(II) hexahydraté (CoCl2 • 6 H2O).
Préparation des solutions :
Solution d’acide oxalique
Il faut prendre env. 1.3 g d’acide oxalique dihydraté (H2C2O4 • 2 H2O) auxquels on ajoute 5
mL d’ammoniaque (NH3) 4 M et 100 mL d’eau distillée. Après dissolution, le pH devrait être
supérieur à 7.
Solution de chlorure de cobalt hexahydraté
Sel de base : CoCl2 • 6 H2O V = 100 mL c = 24 g/L
Masse à prélever = 2.4 g
Au moyen d’une burette, on ajoute la solution de chlorure de cobalt hexahydraté à la solution
d’acide oxalique, goutte à goutte.
Le mélange réactionnel est refroidi dans un bain de glace et forme un précipité couleur crème.
Ce précipité est filtré sous vide, puis lavé et enfin séché une journée dans un dessicateur.
Le dessicateur étant en changement de sillicagel, le précipité a été placé dans une étuve pour
être pesé plus tard.
Réaction :
H2C2O4 + 2 NH3 → C2O42- + 2 NH4+
C2O42- + Co2+ + 2 Cl- → Co(C2O4) + 2 Cl-

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Résultats :
Préparation de l’acide oxalique dihydraté : masse pesée = 1.3070g
pH de la solution après ajout de 5mL d’ammoniac 4M + 100mL d’eau : > 7
100 mL de solution de chlorure de cobalt hexahydraté
Discussion :
Dans cette expérience la précision n’est pas très importante. On remarque l’or de la filtration
une grande quantité de précipité de couleur blanc cassé. N’étant pas encor sec il a été placer
dans une étuve et sa masse na pas encore pu être déterminé. Le précipiter se forme selon la
formule suivante :
5. Titrages du calcium et du magnésium par EDTA
Préparation d’un litre de solution d’EDTA 0.005 M à partir du sel Na2C10H14N2O8 _ 2
H2O.
Il faut d’abord sécher environ 2 g du sel pendant une heure à 80°C et le refroidir dans un
dessicateur.
Prendre ensuite 1.9 g (pesé = 1.9270) du sel et le dissoudre dans env. 300 mL d’eau. L’ajout
de quelques gouttes de NaOh 4 M est nécessaire pour ajuster le pH à 9-10, ce qui est
important pour que la réaction de complexation ait lieu. La solution est transférée dans un
ballon jaugé et complété à 1L.
Cette solution de concentration 0.00518 M est ensuite filtrée sur Büchner et stockée dans un
flacon plastique étiqueté.
On prépare ensuite un tampon ammoniacal 2 M à pH 10. Pour cela, on mélange 100 mL
d'ammoniac NH3 4 M et 40 mL de HCl 4 M, puis on complète le volume à 250 mL.
On prépare les deux solutions à titrer.
La première est une solution de chlorure de magnésium MgCl2·6H20. On prépare la solution à
partir d'environ 0.5 g du sel, que l'on pèse précisément. On dissout le sel dans quelques mL
d'eau et on complète le volume à 250 mL. On calcule ensuite précisément la concentration de
la solution préparée à partir de la masse de sel pesée.
On prépare ensuite la deuxième solution à titrer. Il s'agit d'une solution standard de calcium,
préparée à partir d'environ 0.25 g de carbonate de calcium CaCO3 pesé précisément et
préalablement séché durant une heure à l'étuve à 120°C. On ajoute au sel environ 15 à 20 mL
d'eau déminéralisée et on chauffe la solution à 60°C sur une plaque chauffante. On ajoute du
HCl 4 M goutte à goutte jusqu'à dissolution totale du sel. On complète le volume à 250 mL et
on calcule la concentration précise de la solution à l'aide de la masse de sel pesée.
On effectue ensuite les analyses suivantes :
• Analyse du magnésium
On prélève exactement 10 mL de la solution de magnésium dans un bécher de 100 mL. On
ajoute également 10 mL de la solution de tampon ammoniacal et 10 mL d'eau déminéralisée