UNIVERSITE CHOUIAB DOUKKALI

ECOLE NATIONALE DES SCIENCES APPLIQUEES

Chimie en solution

Pr. Mounia ACHAK

Laboratoire des sciences de l’ingénieur pour l’énergie LabSIPE

achak_mounia@yahoo.fr

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Partie 1 : RÉACTION ACIDO-BASIQUE

Partie 2: RÉACTION D’OXYDO-RÉDUCTION

Partie 3 : RÉACTION DE PRÉCIPITATION

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Considérons la mise en solution de n mole de sel de table NaCl (électrolyte fort, sel fortement dissocié) où les ions sont solvatés.

Une partie du solide passe à l’état dissous et l’autre partie reste sous forme solide.

La solution obtenue est hétérogène.

Considérons la mise en solution de n mole de AgCl (électrolyte faible, sel faiblement dissocié).

la solution est homogène (pas de solide décanté au fond)

Dans ce cas il s’établit un équilibre entre le soluté solide AgCl et les ions en solution (Ag⁺ et Cl^-). La solution obtenue est dite saturée.

Exemples :

• AgCl est insoluble car la règle 3 prévoit que tous les sels d’argent insolubles ; la règle 4 ne s’applique pas.
• AgNO₃ est soluble car la règle 2 prévoit que tous les nitrates sont solubles ; on ignore ainsi la règle 3.

1-Tous les composés contenant les ions Li⁺, Na⁺, K⁺ et NH₄⁺ sont solubles.

• - Tous les composés contenant les ions NO₃^-, ClO₃^-, ClO₄^- et CH₃COO^- sont solubles.
• - Tous les composés contenant les ions Ag⁺, Pb²⁺, Hg₂²⁺ sont insolubles.
• - Tous les composés contenant les ions Cl^-, Br^-, I^- sont solubles.
• - Tous les composés contenant les ions OH^-, CO₃^2-, PO₄^3-, S^2- et SO₃^2- sont insolubles.
• - Tous les sulfates (SO₄^2-) sont solubles sauf CaSO₄, SrSO₄ et BaSO₄.

Définition de la solubilité

La solubilité d’un sel peu soluble notée « s » est la quantité maximale de sel que l’on peut dissoudre, á une température donnée, dans un volume déterminé d’eau pour avoir une solution saturée. Elle s’exprime en mol/L, mais il est possible de la convertir en g/L.

Pour définir la solubilité du solide M_qX_m, il est évident que la solution est saturée.

Le système est alors composé de deux phases en équilibre :

Une phase solide (soluté non dissout)

Une phase liquide contenant du soluté dissout

La réaction de précipitation correspond à la formation d’un précipité (phase solide).

Dissolution

Précipitation

Le produit de solubilité Ks est la constante numérique qui décrit la condition d’équilibre d’une solution saturée par un soluté peu soluble.

Produit de solubilité Ks

Soit la réaction de solubilité suivante :

L’application de la loi d’action de masse donne:

La constante Ks est appelée produit de solubilité.

Remarques:

La solubilité varie en fonction de la nature du solvant, du soluté et de la température.

Comme toute constante d’équilibre, K_s ne dépend que de la température.

On définit également pK_s = ‐ LogK_s donc K_s = 10^‐pKs

Sel est de type MX_(s) (q=1; m=1)

Sel est de type MX_{2 (s)} (q=1; m=2)

[M²⁺] = s et [X^-] = 2s

Ks = s³/ 4 et s = (Ks/4)^1/3

Sel est de type M_qX_{m (s)}

[M^m+] = qs et [X^q-] = ms

Ks = (q^q m^m ) s ^(q+m)

Exemple

La solubilité du fluorure de calcium CaF₂ est de 2 10^-4 mol/L.

Quel est son produit de solubilité ?

Quelle mass est-elle dissoute dans 250mL de solution ? M (CaF₂ ) = 78,1 g/mol.

Réponse

Ks = 3,20 10^-11

m = 3,91 10^-3 g

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Condition de précipitation d’un composé ionique peu soluble

Critère de précipitation (le solide existe-t-il ou pas)

Soit la réaction suivante ( réaction de formation du sel ou du précipité) :

Pour vérifier la formation du précipité M_qX_m on va définir une constante appelée quotient de réaction Q avec :

Si Q < Ks : la solution n’est pas saturée.

Si Q > Ks : il y a formation d’un précipité

• Si Q < Ks : il n’y a pas de saturation, il n’y a pas de précipité.

Le système n’est pas en équilibre ; il devrait en principe évoluer dans le sens de la dissolution pour atteindre un état d’équilibre.

• Si Q = Ks, le système est en équilibre (le solide et ses ions sont en équilibre); la solution est dite saturée (notion de saturation).

• Si Q > K_s , La solution sera saturée en solide.

Exemple

Réponse

Modification de la solubilité : Effet de l’ion commun

La solubilité d’un électrolyte M_qX_m peut être modifiée par la présence d’ions communs M^m+ ou X^q- apportés par un autre composé. C’est ce qu’on appelle effet d’ions communs.

La solubilité du chromate d'argent Ag₂CrO₄ (K_S = 9.0 10^-12) dans l’eau

Exemple

la solubilité du chromate d'argent Ag₂CrO₄ dans une solution aqueuse de nitrate d'argent (AgNO₃) de concentration c = 0,1 mol/L:

On suppose que la quantité (s’) dissoute sera petite devant la concentration initiale en Ag⁺ (0,1 mol/l), donc nous aurons :

K_S = 10^-2 s’

s’ = K_s/(0.1)² = 9.0 10^-10 mol/L

On remarque donc que s’ (en présence d’ions communs) est inférieure à s (dans l’eau pure).

En conclusion, la présence d’ions communs (Ag⁺) a pour effet de diminuer la solubilité.

s = 1,31 10^-4 dans l’eau

s’ = 9,0 10^-10 en présence d’ion commun