Équilibres de précipitation :

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1 Équilibres de précipitation : I) Equilibre entre un solide et des solutés en solution aqueuse : 1) Exemples d'équilibres hétérogènes solide / solutés : Dissolution d'un composé ionique dans l'eau. NaCl s eau Na aq Cl aq Étape de dissociation puis solvatation. Au départ, la réaction est totale. Si on continue à rajouter NaCl on va atteindre la saturation de la solution. NaCl s eau Na aq Cl aq => Équilibre hétérogène. Réaction de précipitation, certains tests chimiques exploitent des réactions de précipitation. Exemple, test des ions chlorures : Ag Cl = AgCl S formation d'un précipité : petites particules de phase solide. AgCl(s) est très peu soluble. AgCl s =Ag Cl, K petite car le précipité est très peu soluble. 2) Constante d'équilibre : Solide ionique composé de cations C n et d'anion A p Solide neutre de stœchiométrie A n C p. A n C p =n A p pc n Définition : Ks = constante d'équilibre de dissolution du précipité = produit de stabilité. L'équilibre est réalisé si toutes les espèces sont en présence. Il est conditionné par la présence du solide. A n C p s=n A p p C n 1 [ A p ] [C n ] C o C o = [ A p ] n [ C n ] p C o 2 1 Ecriture tolérée : =[ A p ] n [C n ] p Si est grand, la dissolution du composé ionique est importante. On peut arriver à une rupture d'équilibre ( dissolution totale du solide => absence de solide). Si Ks est petit => dissolution limitée du solide => Equilibre réalisé : les concentration de A p et C n sont fixées par cet équilibre. =[ A p ] n [C n ] p On donne en général. p =log 10 pks petit => solide soluble. pks grand => solide «insoluble».

2 Exemple : AgCl s= Ag aq Cl aq =[ Ag ][Cl ] =1, AgBr = soluble que AgCl. AgI =1, soluble. solubilité de I 2 en solution aqueuse. I 2 s=i 2 aq =[ I 2 aq]=10 2,9 => Ks fixe la concentration maximale de I 2 en solution aqueuse. Solubilité limitée de I 2 en solution aqueuse. 3) Condition d'existence du solide en solution aqueuse : Si on mélange Ag aq et Cl aq, le solide AgCl(s) va t il se former? Pour cela, on va s'intéresser au quotient de réaction AgCl s=ag Cl Ks Q=[ Ag ] 0 [Cl ] à l'état initial. Q < Ks La réaction va évoluer dans le sens direct : Problème : pas de solide, donc il ne se passe rien. Q > Ks La réaction va évoluer dans le sens indirect, précipitation de AgCl(s). Jusqu'à Qeq = Ks. Tableau d'avancement... Q = Ks Limite entre précipitation et absence de précipitation. II) Diagramme d'existence d'un précipité : 1) Position du problème : AgCl s= Ag Cl pks = 9,8. On fixe la concentration en Cl = (à l'équilibre). On s'intéresse à l'existence du précipité en fonction de la concentration à l'équilibre de Ag. 2) Construction du diagramme d'existence : Pour que l'équilibre soit réalisé, il faut que =[Cl ][ Ag ] [Cl ]= d'où [ Ag ]= à t = 0, la limite de précipitation. [ Ag ] 0 = log[ Ag ] 0 = p log Si [ Ag ] 0 pag p log Q=[ Ag ] 0 [Cl ] 0 Réaction sens 2 => précipitation de AgCl.

3 Si [ Ag ] 0 pag p log Q < Ks => rien ne se passe. Si on fixe [ Ag ] eq =[ Ag ] 0 Comment varie la concentration de Cl? à t = 0, [ Ag ] 0 et Si précipitation [ Ag ] 0 v => [Cl ] 3) Exemple : Diagramme d'existence des hydroxydes métalliques en fonction du ph de la solution. Exemple : Fe OH 2 =Fe 2 2OH pks = 16 A la limite de précipitation. Q = Ks = [OH 2 ] lim avec Ke=[OH ][ H 3 O ] Ke p =log 2log [ H 3 O ] lim pks=log 2 pke2 ph lim ph lim = 2 pkelogc pk 0 S 2 Si on prend =10 1 mol.l 1 ph lim = =6,5 Précipitation si Q > Ks, (sens 2) ph ph lim Absence de précipitation Q < Ks ph ph lim III) Solubilité : 1) Définition : La solubilité d'un solide est la quantité de matière maximale que l'on peu dissoudre dans un litre de solution. Cette quantité dépends du Ks. Ajout de soluble jusqu'à équilibre entre le solide et les solutés. En général, on détermine la solubilité dans l'eau pure, La solubilité est souvent notée S et s'exprime soit en mol.l 1 soit en g.l 1. 2) Exemples : Exemple 1 : Solubilité de PbI 2 dans l'eau pure. Réaction chimique.

4 PbI 2s =Pb 2 aq 2 I aq p =8,1 PbI 2 s 2 Pb aq t=0 n 0 en excès I aq V = 1L d'eau pure. [ I ]= 2 V =2s [ Pb 2 ]= V =s Quantité de solide dissous par 1L de solution, =[Pb 2 ][ I ] 2 =s2s 2 =4s 3 3 s= 4 AN : s=1, mol.l 1 V =s Exemple 2 : Solubilité de AgCl(s) dans 3 solutions différentes. Eau pure : AgCl s = Ag aq t = 0 n = V 2 =s 2 s= =10 4,9 mol.l 1 Solution contenant Cl à =10 1 mol. L 1. AgCl s = Ag aq t = 0 n 0 0 V V s= avec V = 1L V =s s=s 2 s s s= = mol.l 1 Solution contenant NH 3 =1mol.L 1. Sachant que l'on forme Ag NH 3 2 2NH 3 Ag Cl s = Ag NH 3 2 Cl Ag 2 NH 3 = Ag NH 3 2 ] 1 = [ Ag NH 3 2 K = [ Ag ][ NH 3 ] 2 1 =10 2,6

5 AgCl s + 2NH 3 = Ag NH 3 2 t = 0 n 0 V 0 0 V 2 S= V s2 K = 2 s s=4, mol.l 1 Point méthode : On détermine les espèces majoritaires en solution aqueuse (énoncé, à l'aide de diagramme de prédominance). La réaction prépondérante qui fait intervenir les espèces majoritaires. Calcul de la constante d'équilibre. Tableau d'avancement État d'équilibre. Attention : a solide =1 Possibilité de rupture d'équilibre si consommation totale du solide.

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