CHAPITRE 5 : D'AUTRES ÉQUILIBRES EN SOLUTIONS ...

CHAPITRE 5 : D'AUTRES ÉQUILIBRES EN SOLUTIONS AQUEUSES : LES SELS PEU
SOLUBLES
5.1 : Le produit de solubilité
- L'étude des équilibres de solubilité permet d'obtenir plusieurs
renseignements quantitatifs sur une réaction.
- Des renseignements intéressants sont la quantité de précipité qui sera
formé, ou la concentration minimale d'ions nécessaire à la
précipitation.
- Par convention, un équilibre impliquant un solide s'écrit dans le sens
de la dissolution plutôt que dans le sens de la précipitation ; cette
réaction montre l'équilibre entre le sel solide et ses ions dans une
solution saturée : AgCl(s) ? Ag+(aq) + Cl-(aq) - La constante relative à ce type d'équilibre hétérogène est appelée
produit de solubilité (Kps); elle s'exprime par la relation : - La concentration du composé à l'état solide n'intervient pas, comme
expliqué précédemment.
- Le produit de solubilité est un modèle simple et efficace pour
déterminer la concentration des ions à l'équilibre avec un solide. Voir exemple 5.1. - La valeur numérique du produit de solubilité est déterminée
expérimentalement, et dépend de la température (comme toutes les
constantes d'équilibre).
Le tableau 5.1 donne les valeurs numériques de Kps pour quelques composés.
D'autres valeurs sont présentées à l'annexe C, page A26 à A28.
5.2 : La relation entre Kps et la solubilité
- On peut calculer la solubilité d'un composé à l'aide du Kps, et vice-
versa.
- La solubilité d'un composé représente la quantité maximale de ce
composé que l'on peut dissoudre tout juste avant l'apparition du
composé solide dans le fond du récipient. L'exemple 5.2 montre le calcul de Kps à partir des concentrations molaires
volumiques.
L'exemple 5.3 démontre qu'on peut calculer la solubilité d'un composé à
l'aide du Kps. Voir aussi exemples en classe. 5.3 : L'effet d'ion commun sur les équilibres de solubilité
- Il arrive qu'on ait à calculer la solubilité d'un précipité dans une
solution contenant déjà un des ions qui composent le précipité.
- Exemple : une solution saturée de NaCl dans laquelle on ajoute une
solution de NaNO3.
- Cette situation illustre l'effet d'ions communs.
- Elle se caractérise par la diminution de la solubilité d'un précipité. - Considérons le problème à l'aide du principe de Le Chatelier : AgCl(s) ? Ag+(aq) + Cl-(aq) - Imaginons une solution qui contient déjà la quantité maximale de
chlorure d'argent qui peut s'y dissoudre;
- On augmente la concentration des ions chlorure de cette solution en
ajoutant du chlorure de sodium (NaCl).
- Selon le principe de Le Chatelier, l'équilibre du système se déplacera
de manière à consommer une partie des ions chlorure ajoutés, et à
former du chlorure d'argent.
- La solubilité du AgCl s'en trouve donc diminuée. AgCl(s) Ag+(aq) + Cl-(aq)
- On peut également calculer Q et le comparer au produit de solubilité:
- En ajoutant des ions chlorure, Q devient plus grand que Kps et la
réaction évolue vers la gauche. Voir l'exemple 5.5 page 224 (important), + exemple en classe. 5.4 : Les réactions de précipitation
- Les réactions de précipitation figurent parmi les types de réaction
les plus importantes.
- Elles impliquent la formation de composés peu solubles à partir d'ions
en solution. Exemple : la formation de chlorure d'argent à partir de chlorure de lithium
et de nitrate d'argent : AgNO3(aq) + LiCl(aq) > AgCl(s) + LiNO3(aq)
- Pour savoir si le mélange de deux solutions formera un précipité, il
faut combiner le cation de l'un des réactifs avec l'anion de l'autre
(double déplacement);
- Ensuite, on vérifie la solubilité du (des) produit(s) obtenu(s) à
l'aide du tableau 5.2 (page 226), ou de ce qui suit.
Voir exemples 5.6 et 5.7 pages 226-228.
Règles de solubilité
1. Tous les composés de métaux alcalins et d'ammonium sont solubles.
2. Tous les nitrates, les chlorates et les perchlorates sont solubles.
3. La plupart des hydroxydes sont peu solubles ; exceptions notables :
les hydroxydes de métaux alcalins et de baryum sont solubles.
4. La plupart des chlorures, des bromures et des iodures sont solubles,
sauf : composés avec Ag+, Cu+, Hg22+ et Pb2+.
5. La plupart des carbonates, des phosphates et des sulfures sont peu
solubles, sauf : les composés que forment ces ions avec les ions de
métaux alcalins et l'ion ammonium.
6. La plupart des sulfates sont solubles, sauf : composés avec les ions
Ag+, Ba2+, Ca2+, Hg22+ et Pb2+.
L'équation ionique nette - Dans les réactions impliquant des composés ioniques, certains ions ne
subissent aucun changement (de phase), car ils restent en solution.
- D'autres réagissent ensemble pour former un solide peu ou pas soluble
(précipité).
- Pour la formation du chlorure d'argent vu à la section précédente,
l'équation peut être écrite comme suit : AgNO3(aq) + LiCl(aq) > AgCl(s) + LiNO3(aq) - On appelle cette équation l'équation globale.
- Elle montre tous les réactifs et les produits sons leur forme non
dissociée.
- Les composés en solution sont notés (aq), et ceux qui sont non-
solubles, (s). - On peut également écrire l'équation d'une manière plus détaillée : Ag+(aq) + NO3-(aq) + Li+(aq) + Cl-(aq) > AgCl(s) + Li+(aq) + NO3-(aq)
- Cette équation est l'équation ionique complète.
- Elle montre chaque espèce telle qu'elle existe dans le système.
- On voit que les ions lithium et nitrate sont en quantités égales de
part et d'autre de l'équation.
- Puisqu'ils ne subissent aucun changement, on peut les retrancher de
l'équation : Ag+(aq) + Cl-(aq) > AgCl(s) - Cette équation est l'équation ionique nette.
- Elle montre uniquement les espèces qui participent à la réaction en
subissant un changement.
- Les ions qui ont été retranchés de l'équation ionique complète sont
appelés les ions spectateurs, ou ions passifs, car ils ne participent
pas à la réaction.
- L'équation ionique nette décrit très simplement la réaction chimique
qui se produit.
Quelques applications des réactions de précipitation
À lire par vous-même !! On en parle quand même un peu en classe... La détermination quantitative de la précipitation
- À l'aide du Kps, on peut déterminer quantitativement si une
précipitation aura lieu, ou non.
- Il faut, pour ceci, écrire l'équation de dissociation du sel : AgCl(s) ? Ag+(aq) + Cl-(aq) - On utilise donc le produit réactionnel, symbolisé par Q (encore!), qui
est l'expression de la constante d'équilibre, mais en considérant les
concentrations initiales.
- Si Q > Kps, l'équilibre est déplacé vers la gauche, et la
précipitation aura lieu.
- Si Q < Kps, l'équilibre est déplacé vers la droite, et il n'y a pas de
précipité formé. Donc, la méthode de résolution de problème va comme suit : - Déterminer les concentrations initiales des ions ;
- Évaluer le produit ionique Q ;
- Comparer Q et Kps pour déterminer s'il y a précipitation ou non. Voir exemples 5.9 à 5.11 pages 231-232.
Pour déterminer si la précipitation est complète
On considère que la précipitation est complète si l'ion cible est précipité
à environ 99,9% et qu'il en reste donc moins de 1% en solution. Les
conditions qui favorisent généralement une précipitation complète sont : - Une très petite valeur de Kps ;
- Une concentration initiale élevée de l'ion à précipiter ;
- Une concentration de l'ion commun qui excède de beaucoup celle de
l'ion à précipiter. Précipitation sélective : ne précipiter qu'un ion
- Utilisation des règles de solubilité pour faire précipiter les ions
sélectivement;
- Sert entre autres à se débarrasser d'ions indésirables, et à garder
les ions souhaitables (dans le traitement des eaux, par exemple, ou
dans l'analyse d'échantillons.). 5.5 : L'influence du pH sur la solubilité - La solubilité de certains produits ioniques est influencée par le pH.
- Ceci arrive si un des ions libérés par le composé réagit avec H3O+ ou
OH-. Ex : CaF2(s) en milieu acide; les ions F- (base) réagissent avec H3O+
(acide) CaF2(s) ? Ca2+(aq) + 2 F-(aq)
2 F-(aq) + 2 H3O+(aq) ? 2 HF(aq) + 2 H2O(l) Équation globale : CaF2(s) + 2 H3O+(aq) ? 2 HF(aq) + 2
H2O(l)
- Donc, la solubilité de CaF2 est augmentée en milieu acide, car ces
équilibres se déplacent vers la droite. - Ce ne sont pas tous les composés qui agissent ainsi;
- Si on fait le même exercice avec AgCl, on se rend compte que ni Ag+,
ni Cl- ne réagissent avec H3O+ ou OH-.
- Donc, la solubilité de AgCl ne dépend pas du pH.
- Les calcaires (produits qui contiennent l'ion CO32-) sont généralement
insolubles
( essayez de dissoudre le calcaire des tuyaux seulement avec de l'eau... - Toutefois, en milieu acide, ils sont plus solubles car l'ion carbonate
forme l'ion hydrogénocarbonate (HCO3-) et éventuellement l'acide
carbonique qui se décompose en eau et en gaz carbonique. CO32-(aq) + H3O+(aq) > HCO3-(aq) + H2O(l) HCO3-(aq) + H3O+(aq) > H2CO3(aq) + H2O(l) H2CO3(aq) > H2O(l) + CO2(g)
- Puisque le CO2(g) s'échappe du milieu réactionnel, la réaction est
complète vers la droite.
- Donc, pour dissoudre le calcaire des tuyaux, on utilise une solution
acide, habitue