Complexe en solution

[julian13]

Bonjour, je dois synthétiser le chlorure d'hexamminecobalt III et le chlorure de chloropentamminecobalt III

Je ne sais pas comment calculer le pourcentage en ion chlorure libérable théorique et expérimentale pour chaque complexe

Le prof nous demande de donner la relation permettant de calculer la masse théorique attendue pour les complexes en considérant que le chlorure de cobalt est le réactif en défaut afin d'en déduire la relation permettant de calculer le rendement

J'ai juste écrit l'expression m = n*M et R = next/ntheo.100 -> Mais je trouve ça trop simple pour que ça soit ça ...


Pouvez-vous m'aider s'il vous plaît ?


Merci d'avance
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[moco]

Il y a plusieurs façons de répondre, selon la masse du chlorure de cobalt de départ, et selon la formule de ce chlorure, plus ou moins hydraté.

J'imagine partir de 1 gramme de CoCl2 non hydraté (qui n'est pas commercial), donc de 1/130 = 0.00701 mol de CoCl2. Si la transformation en [Co(NH3)6]Cl3 est complète, il se forme le même nombre de moles, donc 0.00701 mol de complexe, donc une masse de 0.00701 · 267.5 = 2.060 g. C'est le rendement maximum théorique en complexe.
Si je pars de 1 g de CoCl2·6H2O (qui est commercial), donc de 1/237.95 = 0.00420 mol de CoCl2·6H2O, il va se former le même nombre de mole, donc 0.00420 mol de complexe. donc une masse de 0.0042·267.5 = 1.124 g de complexe. C'est le rendement maximum théorique.

Tu peux faire le même calcul pour former le complexe pentammine.

Le rendement expérimental ne se calcule pas. Il se détermine par pesée du produit formé. Il est en général un peu inférieur au rendement théorique

[christophe13]

Merci beaucoup pour votre réponse !!