Problème de chimie : analyse complexe amine du nickel

[invite13865bc0]

Bonjour camarades !

Je viens vers vous car j'ai besoin d'aide pour trouver le nombre de ligands x du complexe : [Ni(NH3)x]Cl2

Je dois trouver ce nombre x grâce à un dosage par méthode du retour (dosage que j'ai fait):
*90mg de complexe sont dilué dans 150mL d'eau, avec 40mL de H2SO4 de concentration 1,018.10^-2mol/L, et 2 gouttes de rouge de méthyle
*la solution précédente et dosée par une solution de soude de concentration 1,0.10^-2mol/L : le volume de soude versé a l'équivalence est de 18,8mL


(sel=complexe)
J'ai trouvé une formule pour trouver x mais le résultat que j'obtient est totalement incohérent (x serait égal à 0,10) la voici :

x=((2.C(H2SO4).V(H2SO4)-C(soude).V(soude))(M(Ni)+2M(Cl ))) / (m(sel)-(2.C(H2SO4).V(H2SO4)-C(soude).V(soude)).M(NH3)


M-->masse molaire
m-->masse en g

Je ne vois pas ou pourrait etre l'erreur, j'ai tout vérifié plusieurs fois

Merci de bien vouloir m'aidé
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[moco]

Ton problème a quelque part une erreur numérique. J'ai essayé de le résoudre par plusieurs manières. On ne trouve jamais de solution raisonnable. J'ai par exemple essayé d'imaginer que x = 2, ou que x = 6. Dans les deux cas, la quantité d'acide sulfurique ajoutée est trop petite pour détruire toutes les molécules NH3 apportées par le complexe. Donc on ne peut jamais effectuer un vrai titrage en retour.
Donc il y a une erreur numérique quelque part soit dans le volumes, soit dans les concentrations.

[invite13865bc0]

Merci MOCO de ton intervention sur mon problème

Effectivement j'ai vérifié mes calcul de concentration et il y avait une erreur, voici les correction
C(soude)=1,0.10^-1 et C(H2SO4)=1,0.10-1

Cependant, j'ai refait le calcul de x avec la formule que j'ai mise dans le premier post, et je trouve toujours un résultat incohérent

Je ne vois toujours pas où peut etre l'erreur

[moco]

Es-tu sûr de ta pesée ? Il me semble que faire un titrage avec 90 mg de matière, c'est bien peu.

[A voir en vidéo sur Futura]

[invite13865bc0]

Oui j'ai vérifié sur le protocole et la masse est bien de 90mg

J'ai remarqué par tatonnement que lorsque on modifiait la formule que j'ai trouvé de telle sorte :

x=((C(H2SO4).V(H2SO4)-C(soude).V(soude))(M(Ni)+2M(Cl ))) / (m(sel)-(C(H2SO4).V(H2SO4)-C(soude).V(soude)).M(NH3)



Et bien j'obtient un résultat égal à 5,35; si j'arrondis à valeur supérieur ce nombre j'obtient 6; ce qui est la réponse

Mais apres je ne vois pas trop comment justifier cela

[moco]

Pour justifier ton calcul, il faut supposer que H₂SO₄ est dissocié en formant 1 H⁺ et 1 HSO₄^-, ce qui est raisonnable si on fait un titrage en utilisant le rouge de méthyle comme indicateur, puisque cet indicateur vire en milieu acide, avant que HSO₄^- ne se dissocie à son tour.
Dans ce cas, tu peux dire que l'adjonction de 40 mL d'acide 0.1 M revient à ajouter 4 millimole de ion H⁺, et 4 millimole d'ions HSO₄^- qui seront spectateurs pour la suite. Ces 4 millimoles sont détruits d'une part par les 18.8 mL de NaOH 0.1 M (donc par 1.8 millimole). Il reste 4 - 1.88 = 2.12 millimole de ion H⁺, lesquels ont servi à détruire les NH₃ en provenance du complexe de Nickel.
Le complexe a pour masse molaire 139.6 + 17 x, si x désigne le nombre de molécules de NH3 inclus dans le complexe.
Donc le nombre de millimoles de complexe présent dans 90 mg de complexe vaut : n(complexe) = 90/(139.6 + 17 x)
Le nombre de moles de NH₃ présents dans le complexe, et détruit par les H⁺ vaut :
n(NH₃) = x n(complexe) = 90 x/(139.6 + 17 x)
Mais on vient de trouver que n(NH₃) = 2.12 millimole
L'équation 90 x/(139.6 + 17 x) = 2.12 admet pour solution x = 5.5. Et c'est vrai que ce n'est pas loin de 6.
Mais je pencherai plutôt pour une petite erreur de pesée. Si ton produit n'était pas bien sec, et que tes 90 mg ne contenaient que 87 mg de complexe (et 3 mg d'eau), tu aurais obtenu la bonne formule, avec x = 6.

[invite13865bc0]

D'accord j'ai tout compris, merci
Peut etre que l'erreur est que l'on a pas mis le complexe à l'étuve après la filtration mais seulement sur du papier filtre.

En tout cas encore merci
Bonne soirée