exercice 1- PRÉSENTATION DES COMPLEXES

a- Définition
Un complexe est un édifice polyatomique constitué par un atome ou un ion central autour duquel sont répartis des atomes , des molécules ou des ions. Ces particules appelées ligands sont liées à l'atome central par des liaisons chimiques. Exemple de complexe : [Ag (NH₃)₂]⁺
Ag⁺ est l'atome central lié aux deux molécules d'ammoniac qui sont les ligands.

b- Nomenclature
On place le symbole de l'atome central en premier ; les ligands ioniques puis neutres lui font suite.
Lorsque le ligand est un anion son nom se termine par o; exemple Cl^- : chloro , OH^- : hydroxo .
Lorsqu'il s'agit d'une molécule, il garde son nom sauf pour l'eau H₂O : aqua, l'ammoniac NH₃ : ammine , le monoxyde de carbone CO : carbonyle ... Le nombre de ligands est indiqué par les préfixes di, tri, ...
exemples de complexes cationique et neutre : [Fe(H₂O)₆]⁺ : ion hexaaquafer (II)
     Fe(CO)₅ : pentacarbonylfer
exemples de complexes anioniques : l'ion central est affecté du suffixe ate
     [Fe(CN)₆]^3- : ion hexacyanoferrate
     [Zn(OH)₄]^2- : ion tétrahydroxozincate

exercice 2- EXPERIENCE DE MISE EN EVIDENCE DE COMPLEXE

Le sulfate de cuivre anhydre CuSO₄ est un solide blanc. Lors de sa dissolution les ions cuivre (II) Cu²⁺ s'entourent de molécules d'eau : ils sont hydratés. La teinte bleue observée est celle des ions hexaaquacuivre (II) [Cu (H₂O)₆]²⁺

a- Dans un tube à essais contenant environ 1 mL de solution de CuSO₄ à 0,1 mol.L^-1 , ajouter quelques gouttes de soude NaOH ; observer, faire un schéma puis écrire l'équation de la réaction correspondante.
Ajouter ensuite de l'ammoniac NH3 ; observer et noter la couleur.

b- Dans un autre tube, opérer de la même façon mais verser NH₃ avant NaOH. Observer après l'ajout de chacun des réactifs.
Interprétation :
en l'absence de NH₃ , l'ion Cu²⁺ forme un précipité avec l'ion OH^- .
en présence de NH₃ , l'ion Cu²⁺ est dissimulé dans le complexe [Cu(NH₃)₄]²⁺ de couleur bleue foncée appelé eau céleste.
Cu(OH)₂ + 4 NH₃ [Cu(NH₃)₄]²⁺ + 2 OH^-
L'ion cuivre n'est plus alors disponible pour réagir avec l'ion OH^- .

c- Dans un tube, verser 1mL de CuSO₄ puis quelques gouttes d'une solution d'éthylènediammine (en) à 1 mol.L^-1.
Observer.

d- Dans le tube de l'expérience b- , ajouter goutte à goutte la solution d'éthylènediammine. Observer.

Interprétation :
expérience c- : Cu²⁺ + 2 en [Cu(en)₂]²⁺ + 4 NH₃
expérience d- : le complexe formé par l'ion Cu²⁺ avec en est plus stable qu'avec l'ammoniac ; c'est la raison pour laquelle on observe cette évolution de couleur. L'équation de cette réaction est :
[Cu(NH₃)₄]²⁺ + 2 en [Cu(en)₂]²⁺ + 4NH₃
Préciser dans les complexes vus dans ces différentes expériences, quels sont l'ion central et les ligands.
Donner d'après la nomenclature, le nom de chacun de ces complexes.
Essayer de préciser la différence entre un précipité et un complexe.

exercice 3- AUTRES COMPLEXES DE L'ION CUIVRE (II)

Dissoudre 0,5 g de sulfate de cuivre dans 10 mL d'une solution saturée de chlorure de sodium. Observer et noter la couleur obtenue. Ajouter de l'eau distillée mL par mL de 1 à 10 mL ; agiter après chaque addition et noter les couleurs successivement obtenues.
On passe successivement de [Cu(Cl)₄]^2- à [CuCl₃(H₂O)]^- , [CuCl₂(H₂O)₂] , [CuCl(H₂O)₃]⁺ , [Cu(H₂O)₄]²⁺ .
Nommer les différents complexes obtenus et leur attribuer une couleur. Que s'est il passer au cours de la dilution?

exercice 4- COMPLEXES DE L'ION COBALT (II)

Testeur d'humidité:
Dans un tube à essais introduire 0,5 g de CoCl₂ ; observer la couleur ; chauffer légèrement et quelques instants le tube à essais au bec bunsen ; observer la couleur.
Diluer cette quantité dans 10 mL d'eau ; Noter la couleur du complexe [Co(H₂O)]²⁺ et donner son nom.
A l'aide d'un agitateur, trempé dans la solution obtenue, écrire un mot sur un papier filtre ; quelle est la couleur de l'écriture ?. Placer ce papier sur un radiateur quelques minutes puis observer. Ajouter quelques gouttes d'eau distillée. observer.