Exercice 1

1 • Soit les espèces suivantes :

2 • L’ion oxalate ou éthanedioate \(C_2O_4^{2-}\) est un ligand bidentate ; il donne :

• avec les ions strontium (II) \(Sr^{2+}\) un complexe d’indice de coordination 2 ;
• avec les ions cadmium (II) \(Cd^{2+}\) un complexe d’indice de coordination 4 ;
• avec les ions aluminium (III) \(Al^{3+}\) un complexe d’indice de coordination 6.

Exercice 2

L’ion fluorure donne avec l’ion \( \mathrm{Fe^{3+}} \) quatre complexes successifs d’indice de coordination 1, 2, 3 et 4.

Les constantes globales de formation \( \beta_i \) sont telles que :

1. Donner l’expression des constantes de dissociation successives \( K_{di} \) des quatre complexes ; déterminer numériquement ces constantes.
2. Tracer le diagramme de prédominance en fonction de \( pF = -\log [F^-] \).
3. On considère une solution obtenue en mélangeant une solution de sulfate de fer (III) et une solution de fluorure de sodium. Déterminer l’espèce majoritaire dans la solution si :

   a. \( pF = 4{,}1 \) ;
   b. \( [F^-] = 3{,}5 \times 10^{-3} \; \mathrm{mol \cdot L^{-1}} \).

Exercice 3

Exercice 4

L’ion argent (I) donne avec l’ion glycinate \( \mathrm{C_2NH_4O_2} \), noté \( gly \), deux complexes :

1. Déterminer les constantes successives de dissociation des deux complexes.
2. Tracer le diagramme de prédominance en fonction de \( pgly = -\log [gly] \).
3. En déduire que l’un des complexes se dismute, c’est‑à‑dire qu’il donne naturellement deux espèces, l’une d’indice de coordination plus grand que le sien, et l’autre moins grand. Calculer la constante de cette dismutation.

Exercice 5

On mélange 50,0 mL de solution de salicylate de sodium \( \mathrm{Na_2C_7H_4O_3} \) de concentration \( C_1 \) avec 50,0 mL de solution de sulfate d’aluminium \( \mathrm{Al_2(SO_4)_3} \) de concentration \( C_2 \).

On notera \( sal^{2-} \) l’ion salicylate. Sachant que \( \log \beta([Al(sal)]^+) = 14,1 \), déterminer la composition de la solution obtenue dans les trois cas suivants :

Exercice 6

Déterminer la composition de la solution obtenue en mélangeant 20,0 mL de solution de nitrate de fer (III) à \( 2{,}0 \times 10^{-2} \; \mathrm{mol \cdot L^{-1}} \) et 20,0 mL de solution de thiosulfate de sodium \( \mathrm{Na_2S_2O_3} \) à \( 3{,}0 \times 10^{-2} \; \mathrm{mol \cdot L^{-1}} \).

Exercice 7

On prépare 100 mL de solution en dissolvant, dans de l’eau, une quantité \( n_1 \) de nitrate de fer (III) et une quantité \( n_2 \) de perchlorate de sodium \( \mathrm{NaClO_4} \). Déterminer la composition de la solution dans les trois cas suivants :

Exercice 8

L’ion \( \mathrm{Mn^{2+}} \) donne avec les ions oxalate \( \mathrm{C_2O_4^{2-}} \) deux complexes : \( [\mathrm{Mn(C_2O_4)}] \) et \( [\mathrm{Mn(C_2O_4)_2}]^{2-} \) tels que \( \log \beta_1 = 3{,}82 \) et \( \log \beta_2 = 5{,}25 \).

1. Nommer ces deux complexes.
2. Tracer le diagramme de prédominance des espèces en fonction de \( pL = -\log([\mathrm{C_2O_4^{2-}}]) \).
3. Déterminer la composition de la solution obtenue en dissolvant dans 100 mL d’eau une quantité \( n_1 \) de sulfate de manganèse (II) et une quantité \( n_2 \) d’oxalate de sodium dans les deux cas suivants :

   a. \( n_1 = 4{,}0 \times 10^{-3} \; \mathrm{mol} \) et \( n_2 = 2{,}0 \times 10^{-3} \; \mathrm{mol} \) ;
   b. \( n_1 = 2{,}0 \times 10^{-3} \; \mathrm{mol} \) et \( n_2 = 8{,}0 \times 10^{-3} \; \mathrm{mol} \).

Exercice 9

L’ion cobalt (II) donne avec l’ion oxalate \( \mathrm{C_2O_4^{2-}} \) un complexe hexacoordiné \( [\mathrm{Co(C_2O_4)_3}]^{4-} \) tel que \( \log \beta_3 = 19{,}2 \).

Cet ion donne aussi, avec l’éthylènediamine \( \mathrm{H_2NCH_2CH_2NH_2} \) (noté \( en \)) un complexe hexacoordiné \( [\mathrm{Co}(en)_3]^{2+} \) tel que \( \log \beta_3 = 13{,}9 \).

1. Justifier, à partir de la structure des ligands \( \mathrm{C_2O_4^{2-}} \) et \( \mathrm{H_2NCH_2CH_2NH_2} \), le fait que les deux complexes soient hexacoordinés.
2. Préciser, sur un schéma, la structure géométrique des ions complexes. Ces ions sont-ils chiraux ?
3. À 100 mL de solution contenant le complexe \( [\mathrm{Co}(en)_3]^{2+} \) à la concentration de \( 2{,}0 \times 10^{-2} \) mol·L⁻¹, on ajoute, sans dilution, \( 1{,}0 \times 10^{-2} \) mol d’oxalate de sodium \( \mathrm{Na_2C_2O_4} \).

   a. Écrire l’équation de la réaction qui se produit.
   b. Déterminer sa constante.
   c. En déduire la composition de la solution.

Exercice 10

Le document ci-après représente l’évolution de \( pNH_3 = -\log[NH_3] \) et du pourcentage des espèces \( \mathrm{Cu^+} \), \( [\mathrm{Cu(NH_3)}]^+ \) et \( [\mathrm{Cu(NH_3)_2}]^+ \) lors de l’addition d’un volume \( V(NH_3) \) d’une solution d’ammoniac à 0,30 mol·L⁻¹ à un volume \( V = 10{,}0 \) mL d’une solution contenant des ions cuivre (I) à 0,050 mol·L⁻¹.

1. Identifier chacun des graphes.
2. En déduire, par simple lecture sur le graphe, les constantes de formation successives des deux complexes.
3. Déterminer la composition de la solution lorsque :

   a. \( V(NH_3) = 1{,}5 \) mL ;
   b. \( V(NH_3) = 3{,}0 \) mL .

Exercice 11

Le document ci-dessous représente l’évolution en fonction de \( pF = -\log[F^-] \) du pourcentage des espèces \( F^- \), \( \mathrm{Fe^{3+}} \), \( [\mathrm{FeF}]^{2+} \) et \( [\mathrm{FeF_2}]^+ \) lors de l’addition d’une solution de fluorure de sodium à 0,30 mol·L⁻¹ à un volume \( V = 10 \) mL d’une solution de chlorure de fer (III) à 0,010 mol·L⁻¹.

1. Identifier chacun des graphes correspondant aux différentes espèces.
2. Déterminer, par lecture graphique, les constantes de formation successives \( K_1 \) et \( K_2 \) des complexes \( [\mathrm{FeF}]^{2+} \) et \( [\mathrm{FeF_2}]^+ \).
3. En déduire les valeurs de \( \log \beta_1 \) et \( \log \beta_2 \).
4. Pour quelle valeur de \( pF \) les espèces \( [\mathrm{FeF}]^{2+} \) et \( [\mathrm{FeF_2}]^+ \) sont-elles en proportions égales ?