8. K D =
(4,6 × 10
−20
) × (3,6 × 10
−2
)
2
(4 × 10 −3 )
= 1,5 × 10
−20
La valeur de K D est très faible donc le complexe est très stable.
C o m p l e x a t i o n e t p r é c i p i t a t i o n
On considère 200 mL d’une solution de nitrate de diammine-argent I
(NO
−
3 + [Ag(NH 3 ) 2 ]
+ ) à 0,02 mol · L
−1 .
1. Expliquez ce qu’il se passe si on ajoute progressivement une solution de chlorure de
sodium (Na
+
+ Cl
−
). Données : K S (AgCl) = 10
−10 ; pK D ([Ag(NH 3 ) 2 ]
+
) = 7,2.
2. On ajoute quelques gouttes de solution de chlorure de sodium à 0,25 mol · L
−1 ;
montrez qu’il se produit aussitôt un précipité de AgCl.
S o l u t i o n
1. Il se produit : [Ag(NH 3 ) 2 ]
+
= Ag
+
+ 2 NH 3
(I).
Réaction totale : Ag
+
+ Cl
−
= AgCl
(II).
Lorsque que l’on ajoute une solution de chlorure de sodium, les ions Cl
− réagissent
avec les ions Ag
+ (voir équation (II)) ; l’équilibre (I) est alors déplacé vers la droite
(principe de Le Châtelier) et le complexe [Ag(NH 3 ) 2 ]
+ disparaît peu à peu.
2. On a un précipité de AgCl lorsque : [Ag
+ ] × [Cl
− ] = 10
−10 . Juste avant la précipitation, on a encore, d’après (I) :
[NH 3 ] = 2 × [Ag
+ ]
• Conservation de la matière : 0,02 = [Ag
+ ] + [Ag(NH 3 ) 2 ]
+ .
Le complexe étant très stable (K D très faible), on peut considérer que :
[[Ag(NH 3 ) 2 ]
+ ] ≈ 0,02 mol · L
−1 .
• K D = 10
−7,2
=
[Ag
+ ] × [NH 3 ]
2
[[Ag(NH 3 ) 2 ] + ]
=
[Ag
+ ] × (2 × [Ag
+ ])
2
0,02
.
D’où [Ag
+ ] = 6,8 × 10
−4 mol · L
−1 ; or [Cl
− ] =
10
−10
[Ag + ]
donc :
[Cl
− ] ≈ 1,5 × 10
−7 mol · L
−1 .
Conclusion : le précipité de AgCl apparaît dès que la concentration en ions Cl
− vaut
1,5 × 10
−7 mol · L
−1 : il est donc immédiat.
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F I C H E 2 6 – C o m p l e x e s
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