Étude de Coordinence avec le Nickel
Contexte : La géométrie cachée des complexes métalliques.
La chimie de coordination s'intéresse aux composés formés par un ion métallique central lié à un ensemble de molécules ou d'ions, appelés ligandsMolécule ou ion qui se lie à un atome métallique central pour former un complexe de coordination. Les ligands agissent comme des bases de Lewis, donnant une paire d'électrons au métal.. Le nickel (Ni), en tant que métal de transition, forme une vaste gamme de complexes avec différentes géométries (tétraédrique, plan carré, octaédrique). La géométrie adoptée dépend de la nature des ligands et de l'état d'oxydation du métal. Cet exercice explore comment des mesures expérimentales simples, comme le magnétisme et la couleur, permettent de déduire la structure tridimensionnelle de ces complexes.
Remarque Pédagogique : Cet exercice est un véritable travail de détective chimique. En combinant des données expérimentales (mesure de moment magnétique) avec des modèles théoriques (Théorie du Champ Cristallin), nous allons déduire la structure et la configuration électronique de deux complexes de nickel. C'est une démarche fondamentale en chimie inorganique pour rationaliser les propriétés des composés.
Objectifs Pédagogiques
- Déterminer l'état d'oxydation et la configuration électronique d'un ion métallique dans un complexe.
- Utiliser la mesure du moment magnétiquePropriété physique qui mesure la force et l'orientation du magnétisme d'un objet. En chimie, il est utilisé pour déterminer le nombre d'électrons non appariés dans un complexe. pour compter les électrons célibataires.
- Appliquer la Théorie du Champ CristallinModèle qui décrit la levée de dégénérescence des orbitales d d'un ion métallique sous l'influence du champ électrostatique créé par les ligands environnants. pour expliquer les géométries et les propriétés magnétiques.
- Corréler la nature des ligands (champ fort/faible) à la structure électronique du complexe.
- Dessiner des diagrammes de dédoublement des orbitales d pour les géométries tétraédrique et plan carré.
Données de l'étude
Schéma de l'Expérience
Géométries Possibles pour une Coordinence 4
| Propriété | Complexe A | Complexe B |
|---|---|---|
| Formule de l'anion | \([\text{NiCl}_4]^{2-}\) | \([\text{Ni(CN)}_4]^{2-}\) |
| Couleur observée | Vert | Jaune |
| Moment magnétique, \(\mu_{\text{eff}}\) | \(2.8 - 3.5 \, \mu_{\text{B}}\) | \(0 \, \mu_{\text{B}}\) (Diamagnétique) |
Questions à traiter
- Déterminer le nombre d'électrons de valence (électrons d) de l'ion nickel dans les deux complexes.
- Pour le complexe A, \([\text{NiCl}_4]^{2-}\), utiliser le moment magnétique pour déterminer le nombre d'électrons non appariés. En déduire sa géométrie (tétraédrique ou plan carré).
- Faire de même pour le complexe B, \([\text{Ni(CN)}_4]^{2-}\).
- Justifier la différence de géométrie et de magnétisme entre les deux complexes en utilisant la Théorie du Champ Cristallin et la position des ligands Cl⁻ et CN⁻ dans la série spectrochimique. Dessiner les diagrammes d'orbitales d correspondants pour chaque complexe, en y plaçant les électrons.
Les bases de la Chimie de Coordination
Avant la correction, rappelons les concepts clés pour résoudre cet exercice.
1. Moment Magnétique (formule "spin-only") :
Pour les métaux de transition de la première série, le moment magnétique effectif (\(\mu_{\text{eff}}\)) est principalement dû au spin des électrons. Il peut être estimé par la formule "spin-only" :
\[ \mu_{\text{eff}} = \sqrt{n(n+2)} \]
où \(n\) est le nombre d'électrons non appariés (célibataires). Un complexe avec \(n=0\) est diamagnétique (repoussé par un champ magnétique), tandis qu'un complexe avec \(n > 0\) est paramagnétique (attiré).
2. Théorie du Champ Cristallin (TCC) pour la coordinence 4 :
La TCC explique comment les 5 orbitales d, initialement de même énergie, sont déstabilisées différemment par l'approche des ligands.
- Champ Tétraédrique : Les ligands n'approchent directement aucune orbitale. Les orbitales \(t_2\) (\(d_{xy}, d_{xz}, d_{yz}\)) sont plus proches des ligands que les orbitales \(e\) (\(d_{z^2}, d_{x^2-y^2}\)). L'éclatement \(\Delta_{\text{T}}\) est faible.
- Champ Plan Carré : Les ligands approchent le long des axes x et y. L'orbitale \(d_{x^2-y^2}\) est massivement déstabilisée. L'éclatement est beaucoup plus complexe et globalement plus grand que \(\Delta_{\text{T}}\).
3. Série Spectrochimique :
Les ligands sont classés selon leur capacité à provoquer un grand éclatement du champ cristallin. C'est une série expérimentale.
\[ \text{I}^- < \text{Br}^- < \mathbf{Cl}^- < \text{F}^- < \text{H}_2\text{O} < \text{NH}_3 < ... < \mathbf{CN}^- < \text{CO} \]
Ligands à champ faible \(\longrightarrow\) Ligands à champ fort
Les ligands à champ fort (ex: CN⁻) favorisent les complexes à spin bas (électrons appariés), tandis que les ligands à champ faible (ex: Cl⁻) favorisent les complexes à spin haut (électrons célibataires).
Correction : Étude de Coordinence avec le Nickel
Question 1 : Déterminer le nombre d'électrons d
Principe (le concept physique)
La première étape consiste à trouver l'état d'oxydation du métal central. La charge globale de l'ion complexe est la somme de la charge de l'ion métallique et des charges de tous les ligands. Une fois l'état d'oxydation connu, on peut déterminer le nombre d'électrons restants dans la sous-couche d.
Mini-Cours (approfondissement théorique)
L'état d'oxydation est un concept formel qui représente la charge qu'un atome aurait si toutes ses liaisons avec des atomes d'éléments différents étaient 100% ioniques. Pour le nickel, un métal de transition, il peut exister sous plusieurs états d'oxydation (0, +1, +2, +3, +4), bien que +2 soit le plus courant et le plus stable en solution aqueuse.
Remarque Pédagogique (le conseil du professeur)
Pensez à un puzzle algébrique. Vous connaissez la charge finale du puzzle (l'ion complexe) et la charge de la plupart des pièces (les ligands). Il suffit de résoudre une petite équation pour trouver la charge de la pièce manquante (l'ion métallique).
Normes (la référence réglementaire)
La nomenclature IUPAC (Union Internationale de Chimie Pure et Appliquée) dicte que l'état d'oxydation du métal central doit être indiqué par un chiffre romain entre parenthèses après le nom du métal. Par exemple, \([\text{NiCl}_4]^{2-}\) est l'ion tétrachloronickelate(II).
Formule(s) (l'outil mathématique)
Hypothèses (le cadre du calcul)
On suppose que les ligands Cl⁻ et CN⁻ conservent leur charge de -1 à l'intérieur du complexe. C'est une convention de calcul pour déterminer l'état d'oxydation formel.
Donnée(s) (les chiffres d'entrée)
- Configuration électronique du Nickel (Ni) atomique : [Ar] 3d⁸ 4s²
- Charge du ligand chlorure (Cl⁻) : -1
- Charge du ligand cyanure (CN⁻) : -1
- Charge globale des deux complexes : -2
Astuces(Pour aller plus vite)
Pour un complexe \([\text{ML}_n]^{z}\), l'état d'oxydation du métal est simplement \(z - n \times (\text{charge de L})\). Ici, \(-2 - 4 \times (-1) = -2 + 4 = +2\).
Schéma (Avant les calculs)
Détermination de la configuration de Ni²⁺
Calcul(s) (l'application numérique)
Pour les deux complexes, notons \(x\) l'état d'oxydation du Ni :
Le nickel est à l'état d'oxydation +2 (ion Ni²⁺). Pour former l'ion, l'atome de Ni perd ses 2 électrons de la sous-couche la plus externe, la 4s. La configuration de Ni²⁺ est donc [Ar] 3d⁸.
Schéma (Après les calculs)
Configuration de Ni²⁺ confirmée
Réflexions (l'interprétation du résultat)
Dans les deux cas, nous avons un ion métallique d⁸. La différence de propriétés (couleur, magnétisme) ne vient donc pas du métal lui-même, mais de la manière dont les ligands (Cl⁻ vs CN⁻) interagissent avec ses 8 électrons d.
Points de vigilance (les erreurs à éviter)
Une erreur fréquente est de retirer les électrons de la sous-couche 3d avant la 4s. Pour les métaux de transition, les électrons de la sous-couche \(n\)s sont toujours retirés avant ceux de la sous-couche (\(n-1\))d lors de l'ionisation.
Points à retenir (permettre a l'apprenant de maitriser la question)
- L'état d'oxydation du métal se déduit de la charge globale du complexe et de celle des ligands.
- Le nickel est ici à l'état +2.
- L'ion Ni²⁺ a une configuration électronique [Ar] 3d⁸.
Le saviez-vous ? (la culture de l'ingénieur)
Le nickel métal (état d'oxydation 0) est utilisé dans de nombreux alliages comme l'acier inoxydable et les "superalliages" résistants à la chaleur des moteurs à réaction. Le complexe [Ni(CO)₄] est un intermédiaire clé dans le procédé Mond pour purifier le nickel.
FAQ (pour lever les doutes)
Résultat Final (la conclusion chiffrée)
A vous de jouer(pour verifier la comprehension de l'etudiant parrapport a la question)
Quel est l'état d'oxydation du Fer (Fe) dans l'ion complexe \([\text{Fe(CN)}_6]^{3-}\) ?
Question 2 : Géométrie du Complexe A, [NiCl₄]²⁻
Principe (le concept physique)
Nous allons utiliser la formule "spin-only" pour relier le moment magnétique expérimental au nombre d'électrons célibataires (\(n\)). Ce nombre \(n\) dépendra de la manière dont les 8 électrons d se répartissent dans les orbitales, ce qui est directement dicté par la géométrie du complexe (tétraédrique ou plan carré).
Mini-Cours (approfondissement théorique)
Le magnétisme des complexes de métaux de transition provient du spin des électrons non appariés. Chaque électron célibataire se comporte comme un minuscule aimant. Lorsqu'un complexe en possède, il est attiré par un champ magnétique externe (paramagnétisme). La formule \(\mu_{\text{eff}} = \sqrt{n(n+2)}\) modélise la force totale de cet "aimant moléculaire". Si tous les électrons sont appariés, leurs spins s'annulent et le complexe est diamagnétique.
Remarque Pédagogique (le conseil du professeur)
C'est comme un jeu de balance. D'un côté, vous avez la valeur mesurée en laboratoire. De l'autre, vous avez les valeurs théoriques pour chaque géométrie possible. Il suffit de trouver quelle géométrie donne une valeur théorique qui équilibre la balance avec la mesure expérimentale.
Normes (la référence réglementaire)
Les mesures de susceptibilité magnétique sont standardisées. Des techniques comme la balance de Gouy ou des magnétomètres SQUID (Superconducting Quantum Interference Device) plus modernes sont utilisées pour obtenir des données précises, qui sont ensuite converties en moment magnétique effectif en unités de magnétons de Bohr (\(\mu_{\text{B}}\)).
Formule(s) (l'outil mathématique)
Hypothèses (le cadre du calcul)
On suppose que la contribution du moment orbital au magnétisme total est négligeable. C'est une bonne approximation pour les ions de la première série de transition comme Ni²⁺, d'où le nom de formule "spin-only".
Donnée(s) (les chiffres d'entrée)
- Moment magnétique mesuré pour \([\text{NiCl}_4]^{2-}\) : \(\mu_{\text{eff}} \approx 2.8 - 3.5 \, \mu_{\text{B}}\)
Astuces(Pour aller plus vite)
Vous pouvez mémoriser les valeurs approximatives : \(n=1 \Rightarrow 1.73 \mu_{\text{B}}\), \(n=2 \Rightarrow 2.83 \mu_{\text{B}}\), \(n=3 \Rightarrow 3.87 \mu_{\text{B}}\), etc. La valeur mesurée est très proche de 2.83, ce qui pointe immédiatement vers \(n=2\).
Schéma (Avant les calculs)
Hypothèses de remplissage pour un ion d⁸
Calcul(s) (l'application numérique)
Testons les valeurs de \(n\) possibles :
La valeur expérimentale (\(2.8 - 3.5 \, \mu_{\text{B}}\)) correspond à la présence de 2 électrons non appariés.
Schéma (Après les calculs)
Comparaison des résultats
Réflexions (l'interprétation du résultat)
Dans une géométrie tétraédrique, l'éclatement \(\Delta_{\text{T}}\) est toujours faible. Les 8 électrons d se répartissent donc en suivant la règle de Hund pour maximiser le spin : 5 électrons dans chaque orbitale, puis les 3 suivants s'apparient. La configuration est (e)⁴(t₂)⁴, laissant 2 électrons célibataires dans les orbitales t₂.
Dans une géométrie plan carré, l'éclatement est grand. Les 8 électrons remplissent les orbitales de plus basse énergie en premier, s'appariant si nécessaire. Cela conduit à une configuration avec 0 électron célibataire.
Puisque nous avons mesuré 2 électrons célibataires, la géométrie doit être tétraédrique.
Points de vigilance (les erreurs à éviter)
Ne pas conclure trop vite. Une valeur de \(\mu_{\text{eff}}\) de 3.2 \(\mu_{\text{B}}\) est bien dans la fourchette pour \(n=2\). La contribution orbitale peut légèrement augmenter la valeur par rapport au calcul "spin-only", d'où la plage de valeurs expérimentales observée.
Points à retenir (permettre a l'apprenant de maitriser la question)
- Le moment magnétique de \(\approx 2.83 \, \mu_{\text{B}}\) est caractéristique d'un ion d⁸ avec 2 électrons célibataires.
- Cette configuration électronique n'est possible que dans une géométrie tétraédrique pour un ion d⁸.
- Les ligands halogénures comme Cl⁻ sont des ligands à champ faible, favorisant les géométries spin haut comme le tétraèdre.
Le saviez-vous ? (la culture de l'ingénieur)
Le complexe \([\text{NiCl}_4]^{2-}\) est vert car il absorbe la lumière dans la région rouge du spectre visible. La couleur que nous percevons est la couleur complémentaire de celle qui est absorbée.
FAQ (pour lever les doutes)
Résultat Final (la conclusion chiffrée)
A vous de jouer(pour verifier la comprehension de l'etudiant parrapport a la question)
Un complexe de Cobalt(II) (ion d⁷) a un moment magnétique de 3.9 \(\mu_{\text{B}}\). Combien a-t-il d'électrons célibataires ?
Question 3 : Géométrie du Complexe B, [Ni(CN)₄]²⁻
Principe (le concept physique)
La démarche est identique à la question précédente. Nous utilisons la donnée de moment magnétique pour déterminer le nombre d'électrons célibataires, puis nous en déduisons la géométrie la plus probable.
Mini-Cours (approfondissement théorique)
Le diamagnétisme est une propriété fondamentale de la matière. Il résulte du mouvement des électrons dans leurs orbitales. Lorsqu'un champ magnétique externe est appliqué, il induit de faibles courants dans les orbitales électroniques, qui créent un champ magnétique opposé. Cet effet de répulsion est présent dans toutes les substances, mais il est masqué par le paramagnétisme, beaucoup plus fort, si des électrons célibataires sont présents.
Remarque Pédagogique (le conseil du professeur)
Ici, le résultat est binaire : le magnétisme est soit "allumé" (paramagnétique), soit "éteint" (diamagnétique). Un résultat de zéro est une information très forte qui ne laisse qu'une seule possibilité pour la structure électronique.
Normes (la référence réglementaire)
En recherche, la Résonance Magnétique Nucléaire (RMN) est une technique très sensible au magnétisme. Les composés paramagnétiques donnent des signaux RMN très larges et souvent inexploitables, tandis que les composés diamagnétiques donnent des spectres fins et résolus. La RMN peut donc être utilisée pour confirmer le diamagnétisme d'un complexe comme \([\text{Ni(CN)}_4]^{2-}\).
Formule(s) (l'outil mathématique)
Hypothèses (le cadre du calcul)
L'hypothèse est que la mesure expérimentale est suffisamment précise pour affirmer que le moment magnétique est nul et non pas seulement très faible.
Donnée(s) (les chiffres d'entrée)
- Moment magnétique mesuré pour \([\text{Ni(CN)}_4]^{2-}\) : \(\mu_{\text{eff}} = 0 \, \mu_{\text{B}}\)
Astuces(Pour aller plus vite)
Si \(\mu_{\text{eff}} = 0\), alors \(n(n+2) = 0\). La seule solution non-négative pour \(n\) est \(n=0\). Le calcul est instantané.
Schéma (Avant les calculs)
Analyse du résultat expérimental
Calcul(s) (l'application numérique)
Un moment magnétique de zéro signifie que le complexe est diamagnétique. En utilisant la formule \(\mu_{\text{eff}} = \sqrt{n(n+2)}\), la seule valeur de \(n\) qui donne \(\mu_{\text{eff}} = 0\) est \(n=0\). Le complexe possède donc 0 électron non apparié.
Schéma (Après les calculs)
Conclusion sur la géométrie
Réflexions (l'interprétation du résultat)
Comme vu précédemment, pour un ion d⁸, une configuration avec 0 électron célibataire n'est possible que dans une géométrie plan carré, où les 8 électrons peuvent s'apparier dans les quatre orbitales de plus basse énergie. La géométrie tétraédrique imposerait 2 électrons célibataires. La géométrie de \([\text{Ni(CN)}_4]^{2-}\) est donc plan carré.
Points de vigilance (les erreurs à éviter)
Ne pas supposer que tous les complexes de coordinence 4 avec des ligands à champ fort sont plan carré. C'est particulièrement vrai pour les ions d⁸. Pour d'autres configurations (comme d¹⁰, ex: \([\text{Zn(CN)}_4]^{2-}\)), la géométrie tétraédrique est préférée quelle que soit la force du ligand.
Points à retenir (permettre a l'apprenant de maitriser la question)
- Un moment magnétique nul (\(\mu_{\text{eff}} = 0\)) indique un complexe diamagnétique (\(n=0\)).
- Pour un ion d⁸, le diamagnétisme est la signature d'une géométrie plan carré.
- Le ligand cyanure CN⁻ est un ligand à champ fort, capable d'imposer un éclatement énergétique suffisant pour forcer l'appariement des électrons.
Le saviez-vous ? (la culture de l'ingénieur)
Le cyanure est un ligand extrêmement toxique car il se lie très fortement à l'ion Fe³⁺ de la cytochrome c oxydase, une enzyme essentielle de la chaîne respiratoire cellulaire, bloquant ainsi la production d'énergie par les cellules.
FAQ (pour lever les doutes)
Résultat Final (la conclusion chiffrée)
A vous de jouer(pour verifier la comprehension de l'etudiant parrapport a la question)
Le complexe \([\text{PdCl}_4]^{2-}\) (Pd est juste en dessous de Ni) est diamagnétique. Quelle est sa géométrie ?
Question 4 : Justification et Diagrammes d'Orbitales
Principe (le concept physique)
La différence fondamentale entre les deux complexes réside dans la nature des ligands. Le ligand chlorure (Cl⁻) est un ligand à champ faible, tandis que le ligand cyanure (CN⁻) est un ligand à champ fort (voir série spectrochimique). Cette différence de "force" se traduit par une différence dans l'éclatement énergétique (\(\Delta\)) des orbitales d.
Mini-Cours (approfondissement théorique)
Pour un ion d⁸, il y a une compétition entre l'énergie d'éclatement du champ (\(\Delta\)) et l'énergie d'appariement des électrons (P).
- Champ faible (Cl⁻) : \(\Delta_{\text{T}}\) est petit. Il est énergétiquement moins coûteux de placer des électrons dans les orbitales t₂ de haute énergie que de les apparier dans les orbitales e (\(\Delta_{\text{T}} < P\)). On obtient une configuration spin haut (tétraédrique).
- Champ fort (CN⁻) : \(\Delta_{\text{PC}}\) est très grand. Il est énergétiquement beaucoup plus favorable d'apparier les électrons dans les orbitales de basse énergie que de les promouvoir dans l'orbitale \(d_{x^2-y^2}\) de très haute énergie (\(\Delta_{\text{PC}} > P\)). On obtient une configuration spin bas (plan carré).
Remarque Pédagogique (le conseil du professeur)
C'est une question de coût énergétique. Imaginez des appartements sur deux étages. Si le loyer à l'étage supérieur est à peine plus cher (champ faible), les électrons préfèrent prendre chacun leur chambre avant de former des colocations. Si le loyer à l'étage est exorbitant (champ fort), ils préfèrent se serrer en colocation au rez-de-chaussée.
Normes (la référence réglementaire)
La série spectrochimique n'est pas une loi théorique mais le résultat de décennies de mesures spectroscopiques (UV-Visible) sur des centaines de complexes. Elle est l'un des outils empiriques les plus puissants de la chimie de coordination pour prédire les propriétés des nouveaux composés.
Formule(s) (l'outil mathématique)
Hypothèses (le cadre du calcul)
On suppose que la série spectrochimique établie pour les complexes octaédriques est également valable pour prédire le comportement relatif des ligands dans d'autres géométries, ce qui est généralement le cas.
Donnée(s) (les chiffres d'entrée)
- Position relative dans la série spectrochimique : CN⁻ (champ fort) > Cl⁻ (champ faible)
Astuces(Pour aller plus vite)
En règle générale pour la coordinence 4 : les ligands halogénures et l'eau favorisent le tétraèdre. Les ligands comme le cyanure, le monoxyde de carbone et les phosphines favorisent le plan carré, surtout pour les ions d⁸.
Schéma (Avant les calculs)
Orbitales d dégénérées de l'ion Ni²⁺ libre
Calcul(s) (l'application numérique)
Il s'agit d'une application qualitative. On dessine les diagrammes d'orbitales pour chaque géométrie et on les remplit avec 8 électrons en respectant les principes de champ faible (remplissage maximal de spin) pour le tétraèdre et de champ fort (remplissage par le bas) pour le plan carré.
Schéma (Après les calculs)
Diagrammes d'Orbitales d pour les Complexes de Ni(II)
Réflexions (l'interprétation du résultat)
Les diagrammes illustrent parfaitement comment la même configuration d⁸ peut conduire à des propriétés magnétiques radicalement différentes. C'est la nature du ligand qui agit comme un "interrupteur" pour choisir entre les deux géométries possibles, en modifiant l'écart énergétique entre les orbitales d.
Points de vigilance (les erreurs à éviter)
L'ordre exact des orbitales dans le diagramme plan carré peut varier légèrement selon les manuels, mais l'essentiel est que l'orbitale \(d_{x^2-y^2}\) soit de loin la plus haute en énergie et que les quatre autres soient suffisamment basses pour accueillir les 8 électrons.
Points à retenir (permettre a l'apprenant de maitriser la question)
- La série spectrochimique est cruciale pour prédire la géométrie.
- Champ faible (Cl⁻) \(\Rightarrow\) \(\Delta\) petit \(\Rightarrow\) Spin haut \(\Rightarrow\) Tétraédrique (pour Ni²⁺).
- Champ fort (CN⁻) \(\Rightarrow\) \(\Delta\) grand \(\Rightarrow\) Spin bas \(\Rightarrow\) Plan carré (pour Ni²⁺).
Le saviez-vous ? (la culture de l'ingénieur)
Les complexes plan carré de platine(II), un cousin plus lourd du nickel, comme le cisplatine \([\text{Pt(NH}_3)_2\text{Cl}_2]\), sont parmi les médicaments anticancéreux les plus efficaces jamais découverts. Ils agissent en se liant à l'ADN des cellules cancéreuses, empêchant leur réplication.
FAQ (pour lever les doutes)
Résultat Final (la conclusion chiffrée)
A vous de jouer(pour verifier la comprehension de l'etudiant parrapport a la question)
Le ligand I⁻ (iodure) est un ligand à champ encore plus faible que Cl⁻. Le complexe \([\text{NiI}_4]^{2-}\) sera-t-il paramagnétique ou diamagnétique ?
Outil Interactif : Éclatement du Champ Cristallin
Observez comment la force du ligand (et donc l'éclatement énergétique \(\Delta\)) influence la configuration électronique spin haut ou spin bas pour un ion d⁶ dans un champ octaédrique (un cas classique).
Paramètres d'Entrée
L'énergie d'appariement (P) est fixée à 5 unités arbitraires. Le système passe en spin bas quand \(\Delta_O > P\).
Configuration Électronique
Le Saviez-Vous ?
Le diméthylglyoximate de nickel(II), [Ni(dmgH)₂], est un complexe plan carré d'un rouge éclatant. Sa formation est si spécifique et sa couleur si intense qu'elle est utilisée en chimie analytique comme test qualitatif et quantitatif pour détecter la présence d'ions Ni²⁺ dans une solution, même à de très faibles concentrations.
Foire Aux Questions (FAQ)
Pourquoi un ion d⁸ ne peut-il pas être spin haut/bas en géométrie tétraédrique ?
Dans un champ tétraédrique, l'éclatement \(\Delta_{\text{T}}\) est toujours considéré comme faible par rapport à l'énergie d'appariement. Il n'est jamais assez grand pour forcer les électrons à s'apparier avant de remplir les orbitales de plus haute énergie. Par conséquent, les complexes tétraédriques suivent toujours un remplissage de type "spin haut".
La couleur du complexe est-elle liée à sa géométrie ?
Absolument. La couleur d'un complexe de métal de transition est due à l'absorption de la lumière pour promouvoir un électron d d'une orbitale de basse énergie à une de haute énergie (transition d-d). L'énergie de cette transition dépend directement de la valeur de \(\Delta\). Comme \(\Delta_{\text{T}}\) et \(\Delta_{\text{PC}}\) sont très différents, les complexes tétraédriques et plan carré du même ion absorbent des longueurs d'onde différentes et ont donc des couleurs différentes.
Quiz Final : Testez vos connaissances
1. Un complexe de Ni(II) avec le ligand H₂O (champ moyen) de formule [Ni(H₂O)₆]²⁺ sera probablement...
2. Quel facteur principal détermine si un complexe d⁸ de coordinence 4 sera tétraédrique ou plan carré ?
- Ligand
- Molécule ou ion qui se lie à un atome métallique central pour former un complexe de coordination. Les ligands agissent comme des bases de Lewis, donnant une paire d'électrons au métal.
- Théorie du Champ Cristallin (TCC)
- Modèle qui décrit la levée de dégénérescence des orbitales d d'un ion métallique sous l'influence du champ électrostatique créé par les ligands environnants.
- Moment Magnétique
- Propriété physique qui mesure la force et l'orientation du magnétisme d'un objet. En chimie, il est utilisé pour déterminer le nombre d'électrons non appariés dans un complexe.
D’autres exercices de chimie inorganique:
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