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c
D
Û
kD
O
rs]
CT
>CL
o
U
Les équilibres de complexation
La plupart des ions métalliques, comme les ions Fe^^ ou Pb^^, forment avec certains
anions des édifices moléculaires solubles dans l’eau, appelés complexes. La formation
de ces complexes peut aider à la solubilisation de certains sels très insolubles.
1. Généralités sur la complexation des ions métalliques
La formation d ’un complexe correspond à la formation d ’un édifice moléculaire entre
un ion métallique, noté M"% accepteur de doublet électronique et un (ou plusieurs)
« ligand », donneur d ’un ou plusieurs doublets électroniques, noté L.
La forme générale de l’équilibre de complexation général s’écrit (pour un ligand L neutre) :
M "^+ p L ^
MLp"+
• Le sens direct correspond à la formation du complexe.
• Le sens indirect correspond à la dissociation du complexe.
• L’équilibre de complexation correspond à un échange de particule (le ligand L), de
façon analogue aux équilibres acide-base (où la particule échangée est le proton).
Dans cet équilibre, l’ion M”'^constitue l’accepteur de ligand, et le complexe ML^„ le
donneur de ligand.
Les ligands sont le plus souvent des anions ou des molécules neutres.
• Exemples de ligands anioniques : OH", ions halogénures (F", Cl", I", Br"), CN"...
• Exemples de ligands neutres : NH3, H2O ...
Les complexes peuvent posséder une charge positive, négative ou nulle, selon la charge
de l’ion central et du ligand, et du nombre de ligands mis en jeu.
Un ligand L possédant un doublet non liant sera dit monodendate, deux doublets
bidendates, etc.
Nous discutons ici seulement des complexes mononucléaires de type ML^/'+, dans
lesquels un seul atome métallique central est présent.
Les liaisons formées entre l’ion métallique et le ou les ligands sont des liaisons covalentes,
dans lesquelles les électrons sont fournis par le ligand sous forme d’un ou plusieurs doublets
électroniques. Le nombre de ligands mis en jeu dans un complexe dépend du nombre de
coordination de l’ion central et du nombre de liaison que peut former un ligand.
L’eau possède deux doublets électroniques et constitue un ligand potentiel. En milieu
aqueux, les cations métalliques sont complexés par l’eau, formant des complexes de type
M(H20)^"% généralement écrit sous la forme simplifiée
ou plus simplement M""^.
2. Complexation des ions métalliques : constantes
successives et globales de formation des complexes
Définissons les constantes de formation successives, notées A',, / représentant le
nombre de ligands impliqués dans le complexe. En notant M"^le cation métallique et
L le ligand, si un seul ligand peut complexer le cation, l’équilibre de complexation
s’écrit :
L ^
ML"'*'
La constante d’équilibre coiTespondant à cet équilibre de formation du complexe s’écrit :
[ M L ^ i x C »
K . =
[M " * ]„x [L ]
340
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Les équilibres de complexation
La plupart des ions métalliques, comme les ions Fe^^ ou Pb^^, forment avec certains
anions des édifices moléculaires solubles dans l’eau, appelés complexes. La formation
de ces complexes peut aider à la solubilisation de certains sels très insolubles.
1. Généralités sur la complexation des ions métalliques
La formation d ’un complexe correspond à la formation d ’un édifice moléculaire entre
un ion métallique, noté M"% accepteur de doublet électronique et un (ou plusieurs)
« ligand », donneur d ’un ou plusieurs doublets électroniques, noté L.
La forme générale de l’équilibre de complexation général s’écrit (pour un ligand L neutre) :
M "^+ p L ^
MLp"+
• Le sens direct correspond à la formation du complexe.
• Le sens indirect correspond à la dissociation du complexe.
• L’équilibre de complexation correspond à un échange de particule (le ligand L), de
façon analogue aux équilibres acide-base (où la particule échangée est le proton).
Dans cet équilibre, l’ion M”'^constitue l’accepteur de ligand, et le complexe ML^„ le
donneur de ligand.
Les ligands sont le plus souvent des anions ou des molécules neutres.
• Exemples de ligands anioniques : OH", ions halogénures (F", Cl", I", Br"), CN"...
• Exemples de ligands neutres : NH3, H2O ...
Les complexes peuvent posséder une charge positive, négative ou nulle, selon la charge
de l’ion central et du ligand, et du nombre de ligands mis en jeu.
Un ligand L possédant un doublet non liant sera dit monodendate, deux doublets
bidendates, etc.
Nous discutons ici seulement des complexes mononucléaires de type ML^/'+, dans
lesquels un seul atome métallique central est présent.
Les liaisons formées entre l’ion métallique et le ou les ligands sont des liaisons covalentes,
dans lesquelles les électrons sont fournis par le ligand sous forme d’un ou plusieurs doublets
électroniques. Le nombre de ligands mis en jeu dans un complexe dépend du nombre de
coordination de l’ion central et du nombre de liaison que peut former un ligand.
L’eau possède deux doublets électroniques et constitue un ligand potentiel. En milieu
aqueux, les cations métalliques sont complexés par l’eau, formant des complexes de type
M(H20)^"% généralement écrit sous la forme simplifiée
ou plus simplement M""^.
2. Complexation des ions métalliques : constantes
successives et globales de formation des complexes
Définissons les constantes de formation successives, notées A',, / représentant le
nombre de ligands impliqués dans le complexe. En notant M"^le cation métallique et
L le ligand, si un seul ligand peut complexer le cation, l’équilibre de complexation
s’écrit :
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La constante d’équilibre coiTespondant à cet équilibre de formation du complexe s’écrit :
[ M L ^ i x C »
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