Les ligands stabilises ?

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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 :

$$\mathrm{ \frac12 O_2 + Co^{2+} + H^+ \rightarrow Co^{3+} + \frac12 H_2O }$$

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 ?

Édité par Blackline

Нова Проспект

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Bonne année !

J'aurai plutôt tendance à dire que c'est le cobalt III qui se réduit en Cobalt II dans l'eau en milieu acide à neutre ^^'

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.

ça se calcul tout ça ^^

imaginons une solution qui contient le couple $Co(NH_3)_6^{3+}//Co(NH_3)_6^{2+}$. Elle contient également un peut de cobalt libre, on a donc aussi le couple $Co^{3+}//Co^{2+}$.

Tu es d'accords qu'en raison de l'unicité du potentiel de la solution on peut dire que $E_{Co(NH_3)_6^{3+}/Co(NH_3)_6^{2+}} = E_{Co^{3+}/Co^{2+}}$

Ce qui donne : $E°_{Co(NH_3)_6^{3+}/Co(NH_3)_6^{2+}} + 0.059log\frac{[Co(NH_3)_6^{3+}]}{[Co(NH_3)_6^{2+}]} = E°_{Co^{3+}/Co^{2+}} + 0.059log\frac{[Co^{3+}]}{[Co^{2+}]}$

On réarrange tout ça en quelque chose qui nous arrange, si on passe tout les log du même côté, on peut faire apparaitre les constantes de formation du complexe en multipliant et divisant par $log([NH_3])$, mathémagique !

$E°_{Co(NH_3)_6^{3+}/Co(NH_3)_6^{2+}} = E°_{Co^{3+}/Co^{2+}} + 0.059log\frac{\beta_{6_{Co(NH_3)_6^{2+}}}}{\beta_{6_{Co(NH_3)_6^{3+}}}} $

reste plus qu'à trouver la valeur de ces constantes ^^

Mais de manière générale oui, une fois complexé un ion métallique n'a pas la même réactivité que le même ion libre

Edit : c'est bon j'ai réussi à trouver ce que mathjax n'aimait pas.

Édité par Akio

Darn, the homo-linear impulse won't morpho-recreate the whaled aero-replicator! We'll have to inhibit the morvo-phased multi-detonator…

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