Ces échelles permettent d’indiquer pour une concentration en ligand donnée, la forme
majoritaire présente dans le milieu.
M Cas des complexes successifs de type MLj
ML.
ML.
+ L
On utilise les valeurs des constantes de dissociation successives (ou l’inverse des
constantes de formation successives) pour établir le diagramme de prédominance en
fonction de pL. On considère le cas général pour lequel
> V^diPour l’équilibre ML/'"^ ^
L, la constante de dissociation est :
[ML. ;” L x [ L ] ,
[ML.
----- ^
soit pL = pS:,, + logj^---[M L ^L x C “
[M L^L
De façon similaire à précédemment :
ML/*^ prédomine sur ML-_, /'^pour pL < pK^j- 1.
ML,prédomine sur M L.^pour pL > p^,/, + 1.
[ML,] = [ML,_,] pourpL = pK^a.
Le diagramme de prédominance est alors :
ML..
H -
vKdi
ML,..,”^ ML3”+ ML2«+
L
ML"+
M'
-► pL
2. L’influence du pH sur la complexation
Certains ligands ont des propriétés acido-basiques ; en effet, les ligands possèdent au
moins un doublet électronique et constituent donc des bases capables d’accepter un ou
plusieurs protons.
Cette propriété entraîne une compétition entre la complexation et l’acidité ; l’acidité
de la solution a une influence sur la stabilité des complexes.
La prévision qualitative de l’influence du pH sur l’équilibre de complexation se fait en
utilisant la loi de Le Châtelier.
D
Fiche 128
T J
O
c
13
Q
LD
1— 1
O
rsl
(y)
OJ 2
ex
>Q .
O
U
Voyons comment l’équilibre de complexation de Ag"" par NH3 se déplace lors de
d’acide à la solution. L’équilibre de complexation entre Ag'^et NH3 s’écrit :
Ag'" +2NH.
A g (N H 3)2
’ajout
( 1)
L’ajout d’acide fort dans la solution entraîne une diminution de la quantité d’ammoniaque
NH3 libre en solution, en effet :
N H 3 + H 3O ^ NH + H 2O
Si la quantité de NH3 libre diminue, d’après le principe de Le Châtelier, l’équilibre (1) se
déplace pour s’opposer à cette diminution de NH3 libre en évoluant dans le sens indirect,
correspondant à la dissociation du complexe. Ainsi, la diminution du pH de la solution
entraîne une diminution de la stabilité du complexe.
343