I.U.T Marseille. Département Chimie Année Scolaire 2013-2014 Formation par Alternance CHIMIE DES SOLUTIONS MODULE 1101 Plans des cours et exercices C.Franklin Semestre 1 -2- Année scolaire 2012-2013 SOMMAIRE Réactions de complexation page 3 TD1 page 5 Réactions de précipitation page 8 TD2 page 9 Classification périodique page 12 Correction de quelques exercices page 13 Annales 2009, 2010, 2011 page 21 Bibliographie page 25 I.U.T Marseille, Département chimie Sommaire C.Franklin Semestre 1 -3- Année scolaire 2012-2013 Réactions de complexation I. Notion de Complexe I.1. Définitions : I.2. Nomenclature: Selon IUPAC I.3. Géométrie I.4. Equilibre de complexation I.5. Analogie acide-bases. II. Calculs de concentration II.1. Approximation fondamentale II.2. Exemple de dissociation d’un complexe II.3. Exemple de formation d’un complexe. III. Complexes successifs : constante de formation globale. III.1. Constante de formation globale III.2. Diagramme de prédominance : Intérêt III.3. Echelle de pKd IV. Réactions de complexations compétitives: IV.1. Permutation de ligands IV.2. Compétition entre deux cations Savoirs : Savoir-faire : Donner la définition d’un complexe Nommer un complexe dans le système de nomenclature IUPAC Ecrire un diagramme de prédominance à 10% Enoncer les paramètres influençant la complexation Ecrire une réaction de dissociation ou de formation de complexe Calculer une constante de formation (dissociation globale) Effectuer une conservation de la matière sur le ligand ou l’ion métallique Effectuer un calcul de concentrations à l’équilibre. Dosages complexométriques I.U.T Marseille, Département chimie Cours 1 C.Franklin Semestre 1 -4- Année scolaire 2012-2013 Nomenclature des ligands anioniques : Table des pKd successifs de quelques complexes Ligand F- Cl- SCN- EDTA(Y4-) NH3 CN- Ion central Al3+ Ag+ Cu2+ Fe2+ Fe3+ Ag+ Hg2+ Fe2+ Fe3+ Ag+ Hg2+ Fe3+ Al3+ Ag+ Cu2+ Fe2+ Fe3+ Mg2+ Pb2+ Ca2+ Ni2+ Cu+ Ag+ Cu2+ Fe2+ Hg2+ Ag+ Cu2+ Fe2+ Fe3+ Hg2+ Ni2+ pKd1 pKd2 pKd3 pKd4 pKd5 6,1 5,0 3,85 2,7 1,6 0,4 1,2 <1,5 5,2 3,9 2,9 2,85 1,87 0,32 0,86 6,74 6,48 0,85 1 0,36 0,62 0,11 4,7 3,5 1,2 0,2 pKd1 + pKd2 = 19,6 1,7 0,6 2,1 1,3 16,1 7,3 pKd1 + pKd2 = 10,3 pKd1 + pKd2 = 4,5 9,4 6,8 4 8,7 18,3 10,7 18,6 6,2 4,7 3,3 3,9 4,04 3,43 2,80 1,48 pKd1 + pKd2 + pKd3 + pKd4 = 3,7 8,8 8,7 1,0 0,9 pKd1 + pKd2 = 20,7 1,0 pKd1 + pKd2 + pKd3 + pKd4 = 27,3 pKd1 + pKd2 + pKd3 + pKd4 + pKd5 + pKd6 = 24 pKd1 + pKd2 + pKd3 + pKd4 + pKd5 + pKd6 = 31 18,0 16,7 3,8 3,0 pKd1 + pKd2 + pKd3 + pKd4 = 31 I.U.T Marseille, Département chimie Cours 1 pKd6 0,5 C.Franklin Semestre 1 -5- Année scolaire 2012-2013 TD1 : Réactions de complexation Exercice 1 : 1. Nommer les complexes suivants : [Hg(CN)4]2- ; [PtCl2(NH3)2] ; [Pd(CO)4]; ([Co(SO4)(NH3)5]+ Br-) ; ([CoBr(NH3)5]2+; SO42-) 2. Représenter les complexes dont la nomenclature est : Chlorure de tetramminedichlorocobalt (III) ; ion Hexacyanoferrate (II) ; ion Hexaaquanickel (II) ; ion difluoroaluminium (III) Exercice 2*: On considère un métal M, pouvant faire trois complexes avec un ligand L : ML, ML2 et ML3. On donne les pKDi successifs des complexes MLi : pKd1 = 7,0 pKd2 = 8,0 et pKd3 = 3,0 1. Sur un axe gradué en pL, donner les domaines de prédominance des différentes espèces contenant M. Que dire au sujet de ML? Rectifier alors les résultats, et proposer les nouveaux domaines de prédominance. 2. Vérifier vos résultats sur le graphe ci-dessous. I.U.T Marseille, Département chimie TD1 C.Franklin Semestre 1 -6- Année scolaire 2012-2013 Exercice 3 : Entre l'ion Zn2+ et l'ion éthylènediamine tétraacétate, noté Y4-, il se forme un complexe ZnY2dont la constante de formation globale est telle que log β = 16,7. Donner, littéralement, puis numériquement, le pY = - log[Y4-], des solutions suivantes et calculer les autres concentrations à l'équilibre dans chaque cas. 1. Zn2+ : 10-1 mol.L-1 + Y4- : 10-1 mol.L-1 2. Zn2+ : 10-1 mol.L-1 + Y4- : 5.10-2 mol.L-1 Exercice 4 : Exercice 5 : On mélange 100 mL de nitrate d’argent de concentration C1 = 0,01 molL-1 et 10 mL de thiosulfate de sodium de concentration C2 = 0,1 molL-1. 1. Quel produit A se forme quantitativement en solution ? quelles sont les deux réactions auxquelles peut participer A en solution ? Laquelle est selon vous la réaction prépondérante ? 2. Déterminez les concentrations à l’état d’équilibre. Quelle analogie ces calculs évoquent-ils ? Données : Ag(S2O3)35- : pKd3 = 0,8, pKd2=5,4 et pKd1 = 7,4 Exercice 6* : Soient les complexes suivants [Hg(NH3)2]2+ et [Hg(NH3)3]2+ caractérisés par leurs constantes de formation respectives β2= 1018 et β3 = 1020. 1. Nommer ces complexes du mercure. 2. n1 = 0,01 mol d'ion mercure Hg2+ et n2 = 1 mol d'ammoniac (NH3) sont dissout dans V=1 L d’eau, sans variation de volume. Quel(s) complexe(s) se forme(nt)-t-il ? En déduire les concentrations des différentes espèces chimiques où figure l'élément mercure. 3. Dans cette solution on ajoute, sans variation de volume, des ions oxonium H3O+ ; le pH final vaut 7,2. Quelles sont les concentrations des différentes espèces chimiques où figure l'élément mercure. Données: NH4+ / NH3 : pKa= 9,2. I.U.T Marseille, Département chimie TD1 C.Franklin Semestre 1 -7- Année scolaire 2012-2013 Exercice 7* : Calculer la concentration molaire en ions mercurique et en ions cyanure libres d’une solution aqueuse de tétracyanomercurate de dipotassium de concentration 0,1 mol.L-1. Données : Kd([Hg(CN)4]2-)= 4,0 10-42 Exercice 8 : Dans 1 L d'eau on met en solution, 0,05 mol AgNO3, 0,05 mol NH3 et 2 mol NH4NO3. On mesure alors : [Ag+]=0,018 molL-1;[NH3]=2,5 10-4 molL-1. 1) Quelles sont les réactions pouvant être mises en jeu ? 2) Calculer les concentrations des espèces présentes en solution 3) Calculer Kd de [Ag(NH3)]+. 4) Dans 1 L d'eau on met en solution,10-3 mol AgNO3 et 2 mol NH4NO3. Quel est le pH et que vaut le pKa du couple (NH4+,Ag+)/ [Ag(NH3)]+ Données : pKd de [Ag(NH3)2]+=7,2 ; pKa (NH4+/NH3)=9,2 Exercice 9* : (à chercher quand le chapitre suivant sera fait !) Dans une solution aqueuse de CuSO4(s) à 0,1 mol/L on injecte du gaz ammoniac; on arrête lorsque la concentration en NH3 libre dans cette solution atteint la valeur 0,5 mol/L. Les constantes globales de formation des complexes [Cu(NH3)i]2+ qui se forment successivement valent respectivement : β1 = 104 ; β2 = 2107 ; β3 = 1010 ; β4 = 1012. 1. Quelle est la valeur de la concentration des ions Cu2+ libres. 2. Quelle est la concentration globale de l'ammoniac en solution. Quel est le pH ? 3. Dans ces conditions il se forme un précipité d'hydroxyde de cuivre II. - Quelle quantité de chlorure d'ammonium faut-il ajouter à 1 L de cette solution pour ne pas observer ce précipité ? Données : pKa(NH3/NH4+) = 9,2 et Ks(Cu(OH)2) = 2.10-20 I.U.T Marseille, Département chimie TD1 C.Franklin Semestre 1 -8- Année scolaire 2012-2013 Phénomènes de précipitations I. Notion de produit de solubilité I.1. Mise en solution d’un sel I.2. Condition de précipitation II. Calcul de solubilité dans l’eau pure. II.1. Définition II.2. Cas des ions indifférents dans l’eau II.3. Cas des ions à caractères acido-basiques III. Facteurs influençant la solubilité des sels peu solubles. III.1. La température III.2. Effet d’ion commun. III.3. Diagramme d’existence d’un précipité III.4. Précipitations compétitives III.5. Influence du pH sur la solubilité III.6. Influence de la complexation sur la précipitation Savoirs : Définir le produit de solubilité Définir le seuil de solubilité Définir les différents paramètres influençant la précipitation Savoir-faire : Un calcul de solubilité Connaissant le Ks déterminer la solubilité Effectuer des dosages par précipitations Déterminer les relations liant pS à v(mL) au cours d’un dosage Effectuer un calcul de concentrations à l’équilibre. I.U.T Marseille, Département chimie Cours 2 C.Franklin Semestre 1 -9- Année scolaire 2012-2013 TD2 : Phénomènes de précipitations. Exercice 1 : Quelles sont les solubilités dans l’eau pure en molL-1 et en mgL-1 à 25°C des sels suivants : AgCl, Ag2CrO4 et Ag3PO4 ? On négligera les réactions acido-basiques. Données : Ks (AgCl(s)) = 2.10-10 ; Ks(Ag2CrO4 (s)) = 1,6..10-12 ; Ks(Ag3PO4 (s) ) = 1,2.10-20 Exercice 2 : (on négligera les réactions acido-basiques) 1. A 20°C, la solubilité du chlorure d’argent dans l’eau pure est de 1,3 10-5 mol.L-1 ; calculer son pKs. Même question pour l’iodure de bismuth (BiI3 ; M= 590 g.mol-1) dont la solubilité dans l’eau pure vaut 7,72 mg.L-1. 2. Le produit de solubilité de l’iodate de plomb (Pb(IO3)2(s)) est 2,5 10-13 à 25°C. Calculer sa solubilité dans l’eau pure en g.L-1. Exercice 3 : Soit une solution de NaBr à 0,2M. On ajoute AgNO3. Pour quelle concentration en Ag+ observera-t-on la précipitation de AgBr(s) ? Données : Ks (AgBr(s)) = 5,0.10-13 Exercice 4 : Sachant que le Ks (Mg(OH)2(s)) = 7,1.10-12 à 25°C. Si on est en présence d’une solution de Mg2+ de concentration 10-3 molL-1 et que l’on rajoute une base forte de type NaOH, à partir de quel pH aura-t-on précipitation de Mg(OH)2(s) ? Exercice 5 : Calculer les solubilités simultanées de CaF2(s) et de SrF2(s). Données : Ks (SrF2(s)) = 2,8.10-9 ; Ks(CaF2(s)) = 3,4.10-11 Exercice 6 : La solubilité de l’hydroxyde de cuivre II est, à 25°C dans l’eau pure, de 1,49.10-5 g.L-1. a. Déterminer le pH d’une solution saturée en hydroxyde de cuivre II b. Calculer le produit de solubilité de l’hydroxyde de cuivre II. On dispose de 5,0 mL de solution de sulfate de cuivre II à C1 = 0,01 mol.L-1 dont le pH est égal à 1,0. On ajoute de la soude à C2 = 2,0 mol.L-1. a. Déterminer le pH de début de precipitation b. Calculer le volume V de soude alors ajouté. c. Déterminer le volume de soude à utiliser pour que la concentration en ion cuivre II devienne inférieure à 1,0.10-6 mol.L-1. Quel est alors le pH? Exercice 7 : Quelle quantité en mol de NH3 concentré faut-il ajouter à 1L d’une solution contenant 1.10-3 mol de Cd(OH)2(s) pour observer la totale disparition du précipité ? Données : Cd(OH)2(s) pKs = 14 et Cd(NH3)42+ log β4 = 7. I.U.T Marseille, Département chimie TD2 C.Franklin Semestre 1 - 10 - Année scolaire 2012-2013 Exercice 8: Dans une solution d’ions Zn2+, de concentration initiale C0= 0,010 molL-1, préalablement acidifiée, on ajoute sans variation de volume de la soude, ce qui permet de faire varier le pH de 0 à 14. On donne pKs(Zn(OH)2(s) = 16,3 e t log β4(Zn(OH)4-)=15,3. 1. Ecrire les réactions de formation et de dissolution de l’hydroxyde de zinc. 2. Etablir le diagramme de prédominance ou d’existence de Zn2+, ZN(OH)2(s), Zn(OH)4-. 3. Dans le cas d’une solution saturée, donner l’expression générale de la solubilité puis simplifier selon pH. En déduire pS=f(pH) puis tracer le graphe. 4. Pour quelle valeur de pH la solubilité est-elle minimale ? 5. Nous plaçons maintenant dans un litre d’eau, 0,010 mol de chlorure d’argent solide (pKs = 9,8). On ajoute sans variation de volume n mol d’ammoniac. On suppose que le seul complexe susceptible de se former est [Ag(NH3)2+] (logβ2 = 7,2). On négligera le caractère acido-basique de l’ammoniac. Tracer pNH3=f(pH). Exercice 9* : Déterminez le Ks du sulfure ferreux sachant que FeS commence à précipiter lorsqu’on fait barboter H2S gazeux dans une solution contenant : - 45 mL de solution tampon pH = 3,8 5 mL de solution de sel de Mohr 10-1 molL-1 Le barbotage terminé, on considère que l’on a une solution saturée de H2S de concentration égale à 0,1 molL-1 Données : pKa(H2S/S2-) = 22 Exercice 10* La concentration en ion Mg2+ d'une solution est 1·10–3 mol.L-1. Y a-t-il précipitation de Mg(OH)2(s) si la concentration des ions OH- de la solution est : a) 10–5 mol L–1 ; b)10–3 mol L–1 . Ks [Mg(OH)2(s)] = 7,1·10–12 Exercice 11* Du chlorure de sodium est introduit dans un litre de solution contenant 10-1 mole de Ag+ et 101 mole de Pb2+. 1 - Quel est le chlorure qui précipite le premier et pour quelle raison ? 2 - Quelle est la concentration en mole de Ag+ par litre de solution lorsque le second chlorure précipite ? Quelle conclusion pratique peut-on tirer de ce résultat ? Données : KS (AgCl) = 1,8 10-10 et KS (PbCl2) = 1,6 10-5 I.U.T Marseille, Département chimie TD2 C.Franklin 14’ Dosages par précipitation Semestre 1 - 11 - Année scolaire 2012-2013 ,0 mL d’une solution d’ions mercure Exercice 12*: ar une solution de (K+ + I-) à c0 = 1,0 n d’un précipité rose-orangé d’iodure graphe ci-dessous représente le dosage de v0 = 10,0 mL d’une solution, mélange d’acide goutte versée. Le Le précipité devient de nitrique de concentration c1, de nitrate de cuivre (II) de concentration c2 et de nitrate d’argent dissout par la suite de la formation du de concentration c3, par de la soude à cS = 0,100 mol.L-1. Un test préliminaire, effectué en fiques, il est possible = -la solution, montre que, lors de l’ajout de la soude, le premier précipité qui se tubedeàsuivre essaipIsur v de solution d’iodure de potassium forme a une couleur bleue, le second étant marron. 1. Identifier les diverses parties du graphe et en déduire les valeurs des concentrations c1, c2 laetvaleur c3. de c. courbe et déterminer 2. À l’aide de points bien choisis sur le graphe, déterminer le produit de solubilité des du complexe. hydroxydes de cuivre et d’argent. ement choisis, déterminer :Dans v0 = 10,0 mL de solution de nitrate de cuivre (II) à c0 = 4,0.10-2 mol.L-1, on 3. de HgI2. introduit sans variation de volume n = 5,0.10-4 mole d’hydroxyde d’argent et on agite ; on globale du complexe. déterminer la composition finale du système ainsi que son pH. ente le dosage de v0 = 10,0 mL d’une que de concentration c1, de nitrate de et de nitrate d’argent de concentration mol.L-1. Un test préliminaire, effectué montre que, lors de l’ajout de la soude, e a une couleur bleue, le second étant es du graphe et en déduire les valeurs choisis sur le graphe, déterminer le ydes de cuivre et d’argent. ion de nitrate de cuivre (II) à c0 = ns variation de volume n = 5,0.10-4 n agite ; déterminer la composition pH. 2,0 ; log!4(Al(OH)4-) = 33,4. ) = 5,0. et pKa2 = 13,0. ns : um à c1 = 1,00.10-2 mol.L-1. dium à c2 = 0,100 mol.L-1. m à c3 = 0,100 mol.L-1. 2+ ne de ces trois solutions. S1 par la solution S2 (courbe ci-contre) ; on observe l’apparition d’un précipité blanc dès la première pour le volume v2. lans des réactions qui se produisent lors de ce dosage. le pH1 d’apparition du précipité. l, les valeurs de v2 et de pH2 correspondant à la disparition du précipité. S1 par la solution S3 (courbe ci-contre) ; on observe à précipité blanc dès la première goutte versée puis sa on retrouve les valeurs de pH1 et de pH2 observées me se retrouve l’élément soufre à ces deux pH ? ctions qui interviennent lors de ce dosage ; écrire les es et retrouver les valeurs des volumes équivalents. I.U.T Marseille, Département chimie TD2 C.Franklin
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