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CHAPITRE 3
ÉQUILIBRES DE PRÉCIPITATION
1 ) INTRODUCTION
Exemples .
Entartrage :
CaCO3 (s) Ca2+ (aq) + CO3
2- (aq)
1
2
sens 1 : sens direct : dissolution du carbonate de calcium
sens 2 : sens inverse : précipitation du carbonate de calcium
Dosage des ions chlorure par une solution de nitrate d ’argent
Cl- (aq) + Ag+ (aq) = AgCl (s)
2 ) SOLUBILITÉ D ’UN COMPOSÉ IONIQUE
2.1 ) Solubilité : définition .
Soit une solution saturée d ’un composé peu soluble A , BaF2 , par exemple :
La solubilité de A, notée s, est le quotient de la quantité de A qu ’il a fallu dissoudre
pour obtenir cette solution saturée, par le volume V de solution à une température
donnée.
Elle s’exprime généralement en mol.L-1 :
V
)
A
(
n
s 
mol
L
mol.L-1
Elle peut aussi s ’exprimer en g.L-1
V
)
A
(
m
s 
g
L
g.L-1
exemples :
dissolution de AgCl :
AgCl (s) = Ag+ + Cl-
E.I.
équilibre
(mol)
n0 - -
n n
n0 - n


V
)
AgCl
(
n
s
qui dissous
été
a

V
n
[Ag+] = [Cl-]
équilibre
(mol.L-1)
- s s
dissolution de BaF2 :
BaF2 (s) = Ba2+ + 2 F-
E.I.
équilibre
(mol)
n0 - -
n0 - n n 2n


V
)
BaF
(
n
s
qui
2 dissous
été
a

V
n
[Ba2+] =
2
]
F
[ 
équilibre
(mol.L-1 )
- s 2s
Remarque :dans l ’équilibre ci-dessus , la réaction de l ’eau avec les ions fluorure a été
négligée .
2.2 ) Produit de solubilité Ks .
Soit une solution saturée en chlorure d ’argent : le système est le siège de l ’équilibre :
AgCl (s) = Ag+ + Cl-
équilibre hétérogène
Cet équilibre est caractérisé par une constante d ’équilibre thermodynamique appelée
produit de solubilité et notée Ks .
La constante d ’équilibre relie entre elles les activités des espèces participant à l ’équilibre .
•activité ai d ’un soluté idéal : 0
i
i
C
C
a  C0 : concentration de référence = 1,00 mol.L-1
•activité a du solvant ou d ’un solide seul dans sa phase : 1
Ks = [Ag+][Cl-] = 2,0  10-10 à 25°C
KS n ’a pas d ’unité et ne dépend que de la température
BaF2 (s) = Ba2+ + 2 F-
KS = [Ba2+] [F-]2 pKs = 6,0 d ’où KS = 1,010-6
Plus le composé est soluble plus KS est est grand et plus pKs est petit
pks = - log(Ks)
2.3 ) Calculs de solubilité
La connaissance du produit de solubilité permet de calculer la solubilité s d ’un composé
peu soluble .
exemple 1 : solubilité du chlorure d ’argent
AgCl (s) = Ag+ + Cl- Ks = [Ag+]  [Cl-] = 2,0  10-10
équilibre
mol.L-1 - s s
d ’où Ks = s2 et s = (Ks)1/2 = 1,4  10-5 mol.L-1
exemple 2 : solubilité du fluorure de baryum BaF2
BaF2 (s) = Ba2+ + 2 F- Ks = [Ba2+]  [F-]2 = 1,0  10-6
équilibre
(mol.L-1)
- s 2 s
d ’où Ks = s  (2 s)2 = 4 s3 et s =
4
Ks
3
/
1





 s = 6,3  10-3 mol.L-1
2.4 ) Condition de précipitation
•Soit une solution saturée de chlorure d ’argent : les trois espèces , Ag+, Cl- et AgCl (s)
coexistent : le système est en équilibre .

Ag
C et 
Cl
C vérifient : Ks = [Ag+]  [Cl-]
•Si la solution n ’est pas saturée , il n ’y a pas de solide et le système est hors d ’équilibre
chimique .
•On mélange une solution contenant des ions Ag+ et une solution contenant des ions Cl- .
Soient 
Ag
C et 
Cl
C les concentrations apportées dans le mélange, y a-t-il
précipitation ou non ?
Soit le produit ionique ou quotient de réaction défini par Q = [Ag+]0  [Cl-]0
Q < Ks
pas de précipité
Q > Ks le précipité
se forme jusqu’à ce que Q = Ks
Q = Ks
la solution est saturée ou à la limite de la saturation
Q
Condition de précipitation : il y a précipitation si le produit ionique ou quotient
réactionnel est supérieur ou égal au produit de solubilité : la formation du précipité se
poursuit jusqu’à ce que le quotient réactionnel devienne égal au produit de solubilité .
Il y a précipitation si P.I. (ou Q)  KS
Application : y a-t-il précipitation quand on mélange 100 cm3 d’une solution de
dichlorure de zinc (C = 2,010-4 mol.L-1) et 150 cm3 de solution d’hydroxyde de
sodium (C = 2,010-4 mol.L-1) ?
Donnée : Zn(OH)2 ; pKs = 17,0 .
Il y a précipitation si Q  Ks
Expression du quotient réactionnel :
Zn(OH)2 (s) = Zn2+ + 2 OH-
KS = [Zn2+]éq [OH-]éq
2 = 1,0 10-17
Q = [Zn2+]0  [OH-]0
2
Calcul des concentrations apportées :
dissolutions :
Zn(Cl2) (s) = Zn2+ + 2 Cl-
n H2O
E.I.
E.F.
(mol)
CV1
V1 = 100 cm3
- -
- CV1 2CV1
NaOH (s) = Na+ + OH-
n H2O
E.I.
E.F.
(mol)
CV2
V2 = 150 cm3
- -
- CV2 CV2
[Zn2+]0 = 


2
1
1
V
V
V
C 8,010-5 mol.L-1
[OH-]0 = 


2
1
2
V
V
V
C 1,210-4 mol.L-1
Q = [Zn2+]0  [OH-]0
2 = 1,15 10-12
Conclusion : Q > KS Il y a précipitation
2.5 ) Effet d ’ion commun.
définition : il y a effet d ’ion commun :
•quand un composé ionique est dissous dans une solution contenant déjà l ’un des ions qui
constituent le composé : par exemple dissolution du chlorure d ’argent dans une solution
contenant des ions Ag+ ou Cl-
•quand on ajoute à une solution d ’un composé ionique, une solution contenant l ’un des ions
qui constituent le composé ionique : par exemple ajout d ’une solution d ’ions chlorure à une
solution de chlorure d ’argent .
L ’effet d ’ion commun diminue la solubilité
Application : déterminer la solubilité du sulfate d ’argent :
a) dans l ’eau pure ;
b) dans une solution de sulfate de sodium de concentration C = 1,0 mol.L-1 .
Donnée : pKS (Ag2SO4) = 4,8 .
Remarque : la réaction des ions sulfate avec l ’eau est négligée .
a ) solubilité s dans l ’eau pure
équilibre de dissolution :
Ag2SO4 (s) = 2 Ag+ + 
2
4
SO Ks = 
 

]
[SO
]
[Ag 2
4
2
1,5810-5
équilibre
(mol.L-1)
- 2 s s
KS = 4 s2  s = 4 s3 d ’où s = 





 3
1
S
4
K 1,6 10-2 mol.L-1
b ) solubilité s ’ dans une solution de sulfate de sodium de concentration C = 1,0 mol.L-1 .
Le sulfate de sodium est un électrolyte fort qui se dissout totalement .
Na2SO4 (s) = 2 Na+ + 
2
4
SO
E.F.
(mol.L-1)
- 2 C C
équilibre de dissolution du sulfate d ’argent :
Ag2SO4 (s) = 2 Ag+ + 
2
4
SO
E.I.
équilibre
(mol.L-1)
- 0 C
- 2 s ’ C + s ’
équilibre de dissolution du sulfate d ’argent :
Ag2SO4 (s) = 2 Ag+ + 
2
4
SO
E.I.
équilibre
(mol.L-1)
- 0 C
- 2 s ’ C + s ’
KS = 4 s ’2  (C + s ’ )
Hypothèse : KS << 1
KS = 1,5810-5
donc s ’ << C d ’où C + s ’  C
KS  4 s ’2  C et s ’ = 







2
1
S
C
4
K 2,0 10-3 mol.L-1
l ’hypothèse est valide et s’ est inférieure à s (1,6 10-2 mol.L-1 ).
explication qualitative de l ’effet d ’ion commun
Soit une solution saturée de sulfate d ’argent , elle est le siège de l ’équilibre :
Ag2SO4 (s) = 2 Ag+ + 
2
4
SO
Le produit ionique ou quotient de réaction Q = 
 

éq
]
[SO
]
[Ag 2
4
2
éq KS
Q
KS
système en
équilibre
On introduit sans dilution des ions sulfate : conséquence : ]
[SO2
4

> éq
2
4 ]
[SO 
Le produit ionique devient : Q = ]
[SO
]
[Ag 2
4
2
éq


 > KS
système hors
équilibre
Le produit ionique doit diminuer ; l ’équilibre est déplacé dans le sens inverse
2.6 ) Effet du pH : solubilité des composés ioniques peu solubles à anion basique .
exemple : chromate de baryum ; BaCrO4
données : pKS(BaCrO4) = 10,0 ; pKA(HCrO4
-/CrO4
2-) = 6,4
Question : calculer la solubilité s du chromate de baryum dans l ’eau pure : la réaction des ions
chromate avec l ’eau est négligée .
équilibre :
(1) BaCrO4 (s) = Ba2+ + 
2
4
CrO KS = 
 

]
[CrO
]
[Ba 2
4
2
1,010-10
équil.
(mol/L)
- s s
Ks = s2 d’où s = S
K
A.N. : s = 1,0 10-5 mol/L
si on trace la courbe s = f(pH)
Solubilité du chromate de baryum
0,00E+00
2,00E-03
4,00E-03
6,00E-03
8,00E-03
1,00E-02
1,20E-02
1,40E-02
1,60E-02
1,80E-02
0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14
pH
s (mol/L)
La solubilité du chromate de baryum est très faible en milieu neutre ou basique : elle
augmente considérablement quand on acidifie le milieu . Explication ?
(1) BaCrO4 (s) = Ba2+ + CrO4
2-
L ’ajout d ’ions oxonium provoque la protonation des
ions chromate .
(2) CrO4
2- + H3O+ = HCrO4
- + H2O
et déplace l ’équilibre de dissolution dans le sens direct
La solubilité des composés ioniques peu solubles à anion basique augmente quand
on acidifie le milieu .
Expression de la solubilité du chromate de baryum .
données : pKS(BaCrO4) = 10,0 ; pKA(HCrO4
-/CrO4
2-) = 6,4
Objectif : établir la solubilité s du chromate de baryum en fonction de KS , KA et [H3O+] .
équilibres :
(1) BaCrO4 (s) = Ba2+ + 
2
4
CrO KS = 
 

]
[CrO
]
[Ba 2
4
2
1,010-10
(3) CrO4
2- + H2O = HCrO4
- + OH- K0 = KB
0 = 
0
A
e
K
K
2,510-8
BaCrO4 peut se dissoudre suivant l ’équation (1) mais aussi suivant l ’équation (2) :
(2) BaCrO4 (s) + H2O = Ba2+ + HCrO4
- + OH-

0
2
K 

 


]
[OH
]
[HCrO
]
[Ba 4
2



 


]
[OH
]
[HCrO
]
[Ba 4
2
]
[CrO
]
[CrO
2
4
2
4



 0
B
S K
K
2,5 10-18
exp. simp
(R1) BaCrO4 (s) = Ba2+ + 
2
4
CrO
(R2) BaCrO4 (s) + H2O = Ba2+ + HCrO4
- + OH-
Expression de s : ( nombre de mol de BaCrO4 ) qui passent en solution par litre de solution .
équilibre
(mol.L-1)
- s1 s1
équilibre
(mol.L-1)
- s2 s2
s = [Ba2+] = s1 + s2 = 

]
[CrO2
4 ]
[HCrO4

[Ba2+] = s (1)


]
[CrO2
4 ]
[HCrO4

= s (2)
]
[CrO
]
[Ba
K 2
4
2
S




]
[HCrO
]
O
[H
]
[CrO
K
4
3
2
4
0
A 




d ’où [CrO4
2-] = 

]
[Ba
K
2
S
s
KS
d ’où [HCrO4
-] = 
 

0
A
3
2
4
K
]
O
[H
]
[CrO
s
K
h
K
0
A
S


(2)  



 s
s
K
h
K
s
K
0
A
S
S
s
K
h
1
s
K
0
A
S










 d ’où s2 = 








 0
A
S
K
h
1
K
+ s2
+ s1
Solubilité du chromate de baryum
0,00E+00
2,00E-03
4,00E-03
6,00E-03
8,00E-03
1,00E-02
1,20E-02
1,40E-02
1,60E-02
1,80E-02
0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14
pH
s (mol/L)
0
1
2
3
4
5
6
ps = - log(s)
6,4
5,4 7,4
pH
R1 prépondérante
R2 prépondérante
exp. simplifiée
Expression générale de la solubilité : 









 0
A
S
2
K
h
1
K
s
Question : on peut, dans des domaines de pH à préciser, simplifier l ’expression précédente :
donner ces expressions simplifiées .
si pH > 7,4 , la réaction prépondérante est
(R1) BaCrO4 (s) = Ba2+ + 
2
4
CrO
équilibre
(mol.L-1)
- s s
R1 :
d ’où Ks = s2 et s = S
K s = 1,0 10-5 mol.L-1 et ps = 5,0
si pH < 5,4 , la réaction prépondérante est R2 :
(R2) BaCrO4 (s) + H2O = Ba2+ + HCrO4
- + OH-
équilibre
(mol.L-1)
- s s

0
2
K 
 0
B
S K
K 
 0
A
e
S
K
K
K 
 
]
[OH
s2


h
K
s e
2
h
s
K
K 2
0
A
S

d ’où s2 =
K
h
K
0
A
S 
et ps = pH
2
1
pKa
2
1
pKs
2
1





graphique
constante R2
2.7 ) Précipitation des hydroxydes métalliques .
De très nombreux cations métalliques donnent un précipité en présence d ’ions hydroxyde :
Al3+, Zn2+, Ca2+, Cu2+, Fe2+,.....
exemple : Mg2+ + 2 OH- = Mg(OH)2 (s) K0 = 
 
 2
2
]
[OH
]
[Mg
1
S
K
1
Question : soit C, la concentration des ions Mg2+, déterminer le pH pour lequel on observe
l ’apparition du précipité .pKs = 10,8
condition de précipitation :
la précipitation commence quand le produit ionique
(ou quotient réactionnel Q) devient égal à KS
soit : [Mg2+][OH-]2 = KS  C [OH-]2 = KS  S
2
2
e
K
h
K
C 

d ’où h2 =
s
2
e
K
K
C soit pH = log(C)
2
1
pKs
2
1
pKe 



A.N. : C = 1,010-2 mol.L-1 : pH =
pH
9,6
Mg(OH)2 (s)
domaine d ’existence
du précipité
9,6
Domaine d'existence de Mg(OH)2
0,00E+00
1,00E-02
2,00E-02
3,00E-02
4,00E-02
5,00E-02
6,00E-02
7,00E-02
8,00E-02
9,00E-02
1,00E-01
0,00 2,00 4,00 6,00 8,00 10,00 12,00 14,00
pH
C(mol/L)
Domaine d'existence
du précipité
[Mg2+
]x[OH-
]2
< KS
[Mg
2+
]x[OH
-
]
2
= KS
Application ; calculer le pH de précipitation de Al(OH)3 : pKS = 32
Remarque ; quand on ajoute une solution d ’hydroxyde de sodium à une solution contenant
des ions Al3+, on observe d ’abord la formation du précipité Al(OH)3 puis la redissolution
du précipité .
Interprétation .
Al3+ + 3 OH- = Al(OH)3 (s) K0 = 
 
 3
3
]
OH
[
]
Al
[
1

S
K
1
1,01032
Al(OH)3 (s) + OH- = [Al(OH)4]-
K0 =
]
OH
[
]
]
)
OH
(
Al
[[ 4

Al(OH)3 est un hydroxyde amphotère .
Al(OH)3 (s) + 3 H3O+ = Al3+ + 6 H2O
Al(OH)3 (s) + OH- = [Al(OH)4]-
Exercice ; calculer la solubilité du sulfure de manganèse dans une solution tampon pH = 6 :
pKs (MnS) = 12,6 : H2S/HS- ; pKA1 = 7,0 : HS-/S2- ; pKA2 = 13,0 .

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Solvant, soluté, dissolution, précipitation

  • 1. CHAPITRE 3 ÉQUILIBRES DE PRÉCIPITATION
  • 2. 1 ) INTRODUCTION Exemples . Entartrage : CaCO3 (s) Ca2+ (aq) + CO3 2- (aq) 1 2 sens 1 : sens direct : dissolution du carbonate de calcium sens 2 : sens inverse : précipitation du carbonate de calcium Dosage des ions chlorure par une solution de nitrate d ’argent Cl- (aq) + Ag+ (aq) = AgCl (s)
  • 3. 2 ) SOLUBILITÉ D ’UN COMPOSÉ IONIQUE 2.1 ) Solubilité : définition . Soit une solution saturée d ’un composé peu soluble A , BaF2 , par exemple : La solubilité de A, notée s, est le quotient de la quantité de A qu ’il a fallu dissoudre pour obtenir cette solution saturée, par le volume V de solution à une température donnée. Elle s’exprime généralement en mol.L-1 : V ) A ( n s  mol L mol.L-1 Elle peut aussi s ’exprimer en g.L-1 V ) A ( m s  g L g.L-1
  • 4. exemples : dissolution de AgCl : AgCl (s) = Ag+ + Cl- E.I. équilibre (mol) n0 - - n n n0 - n   V ) AgCl ( n s qui dissous été a  V n [Ag+] = [Cl-] équilibre (mol.L-1) - s s dissolution de BaF2 : BaF2 (s) = Ba2+ + 2 F- E.I. équilibre (mol) n0 - - n0 - n n 2n   V ) BaF ( n s qui 2 dissous été a  V n [Ba2+] = 2 ] F [  équilibre (mol.L-1 ) - s 2s Remarque :dans l ’équilibre ci-dessus , la réaction de l ’eau avec les ions fluorure a été négligée .
  • 5. 2.2 ) Produit de solubilité Ks . Soit une solution saturée en chlorure d ’argent : le système est le siège de l ’équilibre : AgCl (s) = Ag+ + Cl- équilibre hétérogène Cet équilibre est caractérisé par une constante d ’équilibre thermodynamique appelée produit de solubilité et notée Ks . La constante d ’équilibre relie entre elles les activités des espèces participant à l ’équilibre . •activité ai d ’un soluté idéal : 0 i i C C a  C0 : concentration de référence = 1,00 mol.L-1 •activité a du solvant ou d ’un solide seul dans sa phase : 1 Ks = [Ag+][Cl-] = 2,0  10-10 à 25°C KS n ’a pas d ’unité et ne dépend que de la température
  • 6. BaF2 (s) = Ba2+ + 2 F- KS = [Ba2+] [F-]2 pKs = 6,0 d ’où KS = 1,010-6 Plus le composé est soluble plus KS est est grand et plus pKs est petit pks = - log(Ks) 2.3 ) Calculs de solubilité La connaissance du produit de solubilité permet de calculer la solubilité s d ’un composé peu soluble . exemple 1 : solubilité du chlorure d ’argent AgCl (s) = Ag+ + Cl- Ks = [Ag+]  [Cl-] = 2,0  10-10 équilibre mol.L-1 - s s d ’où Ks = s2 et s = (Ks)1/2 = 1,4  10-5 mol.L-1
  • 7. exemple 2 : solubilité du fluorure de baryum BaF2 BaF2 (s) = Ba2+ + 2 F- Ks = [Ba2+]  [F-]2 = 1,0  10-6 équilibre (mol.L-1) - s 2 s d ’où Ks = s  (2 s)2 = 4 s3 et s = 4 Ks 3 / 1       s = 6,3  10-3 mol.L-1
  • 8. 2.4 ) Condition de précipitation •Soit une solution saturée de chlorure d ’argent : les trois espèces , Ag+, Cl- et AgCl (s) coexistent : le système est en équilibre .  Ag C et  Cl C vérifient : Ks = [Ag+]  [Cl-] •Si la solution n ’est pas saturée , il n ’y a pas de solide et le système est hors d ’équilibre chimique . •On mélange une solution contenant des ions Ag+ et une solution contenant des ions Cl- . Soient  Ag C et  Cl C les concentrations apportées dans le mélange, y a-t-il précipitation ou non ? Soit le produit ionique ou quotient de réaction défini par Q = [Ag+]0  [Cl-]0 Q < Ks pas de précipité Q > Ks le précipité se forme jusqu’à ce que Q = Ks Q = Ks la solution est saturée ou à la limite de la saturation Q
  • 9. Condition de précipitation : il y a précipitation si le produit ionique ou quotient réactionnel est supérieur ou égal au produit de solubilité : la formation du précipité se poursuit jusqu’à ce que le quotient réactionnel devienne égal au produit de solubilité . Il y a précipitation si P.I. (ou Q)  KS Application : y a-t-il précipitation quand on mélange 100 cm3 d’une solution de dichlorure de zinc (C = 2,010-4 mol.L-1) et 150 cm3 de solution d’hydroxyde de sodium (C = 2,010-4 mol.L-1) ? Donnée : Zn(OH)2 ; pKs = 17,0 . Il y a précipitation si Q  Ks Expression du quotient réactionnel : Zn(OH)2 (s) = Zn2+ + 2 OH- KS = [Zn2+]éq [OH-]éq 2 = 1,0 10-17 Q = [Zn2+]0  [OH-]0 2 Calcul des concentrations apportées :
  • 10. dissolutions : Zn(Cl2) (s) = Zn2+ + 2 Cl- n H2O E.I. E.F. (mol) CV1 V1 = 100 cm3 - - - CV1 2CV1 NaOH (s) = Na+ + OH- n H2O E.I. E.F. (mol) CV2 V2 = 150 cm3 - - - CV2 CV2 [Zn2+]0 =    2 1 1 V V V C 8,010-5 mol.L-1 [OH-]0 =    2 1 2 V V V C 1,210-4 mol.L-1 Q = [Zn2+]0  [OH-]0 2 = 1,15 10-12 Conclusion : Q > KS Il y a précipitation
  • 11. 2.5 ) Effet d ’ion commun. définition : il y a effet d ’ion commun : •quand un composé ionique est dissous dans une solution contenant déjà l ’un des ions qui constituent le composé : par exemple dissolution du chlorure d ’argent dans une solution contenant des ions Ag+ ou Cl- •quand on ajoute à une solution d ’un composé ionique, une solution contenant l ’un des ions qui constituent le composé ionique : par exemple ajout d ’une solution d ’ions chlorure à une solution de chlorure d ’argent . L ’effet d ’ion commun diminue la solubilité Application : déterminer la solubilité du sulfate d ’argent : a) dans l ’eau pure ; b) dans une solution de sulfate de sodium de concentration C = 1,0 mol.L-1 . Donnée : pKS (Ag2SO4) = 4,8 . Remarque : la réaction des ions sulfate avec l ’eau est négligée .
  • 12. a ) solubilité s dans l ’eau pure équilibre de dissolution : Ag2SO4 (s) = 2 Ag+ +  2 4 SO Ks =     ] [SO ] [Ag 2 4 2 1,5810-5 équilibre (mol.L-1) - 2 s s KS = 4 s2  s = 4 s3 d ’où s =        3 1 S 4 K 1,6 10-2 mol.L-1 b ) solubilité s ’ dans une solution de sulfate de sodium de concentration C = 1,0 mol.L-1 . Le sulfate de sodium est un électrolyte fort qui se dissout totalement . Na2SO4 (s) = 2 Na+ +  2 4 SO E.F. (mol.L-1) - 2 C C équilibre de dissolution du sulfate d ’argent : Ag2SO4 (s) = 2 Ag+ +  2 4 SO E.I. équilibre (mol.L-1) - 0 C - 2 s ’ C + s ’
  • 13. équilibre de dissolution du sulfate d ’argent : Ag2SO4 (s) = 2 Ag+ +  2 4 SO E.I. équilibre (mol.L-1) - 0 C - 2 s ’ C + s ’ KS = 4 s ’2  (C + s ’ ) Hypothèse : KS << 1 KS = 1,5810-5 donc s ’ << C d ’où C + s ’  C KS  4 s ’2  C et s ’ =         2 1 S C 4 K 2,0 10-3 mol.L-1 l ’hypothèse est valide et s’ est inférieure à s (1,6 10-2 mol.L-1 ).
  • 14. explication qualitative de l ’effet d ’ion commun Soit une solution saturée de sulfate d ’argent , elle est le siège de l ’équilibre : Ag2SO4 (s) = 2 Ag+ +  2 4 SO Le produit ionique ou quotient de réaction Q =     éq ] [SO ] [Ag 2 4 2 éq KS Q KS système en équilibre On introduit sans dilution des ions sulfate : conséquence : ] [SO2 4  > éq 2 4 ] [SO  Le produit ionique devient : Q = ] [SO ] [Ag 2 4 2 éq    > KS système hors équilibre Le produit ionique doit diminuer ; l ’équilibre est déplacé dans le sens inverse
  • 15. 2.6 ) Effet du pH : solubilité des composés ioniques peu solubles à anion basique . exemple : chromate de baryum ; BaCrO4 données : pKS(BaCrO4) = 10,0 ; pKA(HCrO4 -/CrO4 2-) = 6,4 Question : calculer la solubilité s du chromate de baryum dans l ’eau pure : la réaction des ions chromate avec l ’eau est négligée . équilibre : (1) BaCrO4 (s) = Ba2+ +  2 4 CrO KS =     ] [CrO ] [Ba 2 4 2 1,010-10 équil. (mol/L) - s s Ks = s2 d’où s = S K A.N. : s = 1,0 10-5 mol/L si on trace la courbe s = f(pH)
  • 16. Solubilité du chromate de baryum 0,00E+00 2,00E-03 4,00E-03 6,00E-03 8,00E-03 1,00E-02 1,20E-02 1,40E-02 1,60E-02 1,80E-02 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 pH s (mol/L) La solubilité du chromate de baryum est très faible en milieu neutre ou basique : elle augmente considérablement quand on acidifie le milieu . Explication ? (1) BaCrO4 (s) = Ba2+ + CrO4 2- L ’ajout d ’ions oxonium provoque la protonation des ions chromate . (2) CrO4 2- + H3O+ = HCrO4 - + H2O et déplace l ’équilibre de dissolution dans le sens direct La solubilité des composés ioniques peu solubles à anion basique augmente quand on acidifie le milieu .
  • 17. Expression de la solubilité du chromate de baryum . données : pKS(BaCrO4) = 10,0 ; pKA(HCrO4 -/CrO4 2-) = 6,4 Objectif : établir la solubilité s du chromate de baryum en fonction de KS , KA et [H3O+] . équilibres : (1) BaCrO4 (s) = Ba2+ +  2 4 CrO KS =     ] [CrO ] [Ba 2 4 2 1,010-10 (3) CrO4 2- + H2O = HCrO4 - + OH- K0 = KB 0 =  0 A e K K 2,510-8 BaCrO4 peut se dissoudre suivant l ’équation (1) mais aussi suivant l ’équation (2) : (2) BaCrO4 (s) + H2O = Ba2+ + HCrO4 - + OH-  0 2 K       ] [OH ] [HCrO ] [Ba 4 2        ] [OH ] [HCrO ] [Ba 4 2 ] [CrO ] [CrO 2 4 2 4     0 B S K K 2,5 10-18 exp. simp
  • 18. (R1) BaCrO4 (s) = Ba2+ +  2 4 CrO (R2) BaCrO4 (s) + H2O = Ba2+ + HCrO4 - + OH- Expression de s : ( nombre de mol de BaCrO4 ) qui passent en solution par litre de solution . équilibre (mol.L-1) - s1 s1 équilibre (mol.L-1) - s2 s2 s = [Ba2+] = s1 + s2 =   ] [CrO2 4 ] [HCrO4  [Ba2+] = s (1)   ] [CrO2 4 ] [HCrO4  = s (2) ] [CrO ] [Ba K 2 4 2 S     ] [HCrO ] O [H ] [CrO K 4 3 2 4 0 A      d ’où [CrO4 2-] =   ] [Ba K 2 S s KS d ’où [HCrO4 -] =     0 A 3 2 4 K ] O [H ] [CrO s K h K 0 A S   (2)       s s K h K s K 0 A S S s K h 1 s K 0 A S            d ’où s2 =           0 A S K h 1 K + s2 + s1
  • 19. Solubilité du chromate de baryum 0,00E+00 2,00E-03 4,00E-03 6,00E-03 8,00E-03 1,00E-02 1,20E-02 1,40E-02 1,60E-02 1,80E-02 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 pH s (mol/L) 0 1 2 3 4 5 6 ps = - log(s) 6,4 5,4 7,4 pH R1 prépondérante R2 prépondérante exp. simplifiée
  • 20. Expression générale de la solubilité :            0 A S 2 K h 1 K s Question : on peut, dans des domaines de pH à préciser, simplifier l ’expression précédente : donner ces expressions simplifiées . si pH > 7,4 , la réaction prépondérante est (R1) BaCrO4 (s) = Ba2+ +  2 4 CrO équilibre (mol.L-1) - s s R1 : d ’où Ks = s2 et s = S K s = 1,0 10-5 mol.L-1 et ps = 5,0 si pH < 5,4 , la réaction prépondérante est R2 : (R2) BaCrO4 (s) + H2O = Ba2+ + HCrO4 - + OH- équilibre (mol.L-1) - s s  0 2 K   0 B S K K   0 A e S K K K    ] [OH s2   h K s e 2 h s K K 2 0 A S  d ’où s2 = K h K 0 A S  et ps = pH 2 1 pKa 2 1 pKs 2 1      graphique constante R2
  • 21. 2.7 ) Précipitation des hydroxydes métalliques . De très nombreux cations métalliques donnent un précipité en présence d ’ions hydroxyde : Al3+, Zn2+, Ca2+, Cu2+, Fe2+,..... exemple : Mg2+ + 2 OH- = Mg(OH)2 (s) K0 =     2 2 ] [OH ] [Mg 1 S K 1 Question : soit C, la concentration des ions Mg2+, déterminer le pH pour lequel on observe l ’apparition du précipité .pKs = 10,8 condition de précipitation : la précipitation commence quand le produit ionique (ou quotient réactionnel Q) devient égal à KS soit : [Mg2+][OH-]2 = KS  C [OH-]2 = KS  S 2 2 e K h K C   d ’où h2 = s 2 e K K C soit pH = log(C) 2 1 pKs 2 1 pKe     A.N. : C = 1,010-2 mol.L-1 : pH = pH 9,6 Mg(OH)2 (s) domaine d ’existence du précipité 9,6
  • 22. Domaine d'existence de Mg(OH)2 0,00E+00 1,00E-02 2,00E-02 3,00E-02 4,00E-02 5,00E-02 6,00E-02 7,00E-02 8,00E-02 9,00E-02 1,00E-01 0,00 2,00 4,00 6,00 8,00 10,00 12,00 14,00 pH C(mol/L) Domaine d'existence du précipité [Mg2+ ]x[OH- ]2 < KS [Mg 2+ ]x[OH - ] 2 = KS
  • 23. Application ; calculer le pH de précipitation de Al(OH)3 : pKS = 32 Remarque ; quand on ajoute une solution d ’hydroxyde de sodium à une solution contenant des ions Al3+, on observe d ’abord la formation du précipité Al(OH)3 puis la redissolution du précipité . Interprétation . Al3+ + 3 OH- = Al(OH)3 (s) K0 =     3 3 ] OH [ ] Al [ 1  S K 1 1,01032 Al(OH)3 (s) + OH- = [Al(OH)4]- K0 = ] OH [ ] ] ) OH ( Al [[ 4  Al(OH)3 est un hydroxyde amphotère . Al(OH)3 (s) + 3 H3O+ = Al3+ + 6 H2O Al(OH)3 (s) + OH- = [Al(OH)4]-
  • 24. Exercice ; calculer la solubilité du sulfure de manganèse dans une solution tampon pH = 6 : pKs (MnS) = 12,6 : H2S/HS- ; pKA1 = 7,0 : HS-/S2- ; pKA2 = 13,0 .