Bonjour à tous,
Je viens, en cette nouvelle année 2016, vous poser une petite question, ou plutôt demander confirmation ?
On m’a dit que le cobalt (II) ne resistait pas tip-top à l’air et qu’il pouvait ainsi s’oxyder en Co3+. Suivant une réaction du genre :
Je constate donc (si mon équation est juste, je me suis aidé de cette référence ci) qu’il faille une certaine acidité. On peut imaginer que les sels sont souvent hydraté, et donc contiennent de l’eau… De là, à contenir des ions hydrogène, je trouve ça un peu fort. M’enfin.
Donc j’me dis, c’est pas stable en solution, encore pire si c’est en solution acide (je suis tolérant, j’admet les oxoniums provenant de l’autoprotolyse de l’eau à pH=7, même s’ils sont rares, allez je joue le jeu…). Donc avec le temps le cobalt se dégrade.
Et l’on me dit que si le cobalt est liganté, sous forme d’un complexe stable, cette réaction ne fonctionne plus. Alors d’un point de vue quantique j’imagine très bien les électrons des ligands se caser sur les orbitales, et empêchant les rédox ? Ou même l’encombrement stérique empercherait l’attaque du métal directement ? Mais j’aimerais bien avoir une certitude, si vous aviez une explication, ou même une table comparrant les potentiels redox d’un cobalt libre et liganté, ce serait génialissime.
Le cobalt (II) est-il stable dans l’eau en contact avec l’air ? Est-il plus stable une fois sous forme de complexe ?
Merci pour le temps accordé à la lecture de ce post ! Bonne Année 2016 qu’on se fasse plaiz’
EDIT : j’ai par exemple trouvé que le (CoCp2+) dicyclopentadienure de cobalt (III) avait la possibilité de réduire en (CoCp2) dicyclopentadienure de cobalt (II) avec seulement -1.33 V comme potentiel standard ! Ce qui est très faible comparé à l’ion libre : 1.92 V !
Est-ce juste d’identifier ce fait pour dire que le complexe rend l’oxydation du cobalt (II) très difficile lorsqu’il est bel et bien liganté ?
