Chimie des solutions : Équilibres de précipitation - Cours PSI

PSI - Lycée Bellevue
Chimie
Chimie des solutions - Chap. II
Équilibres de précipitation
Chimie des solutions - Chap. II
Équilibres de précipitation
Dans ce chapitre, nous considérerons des sels peu solubles, c’est-à-dire tels que la réaction de mise en
solution ne soit pas totale.
IÉquilibre de précipitation
I.1. Réaction de précipitation
Définition :
Un précipité est un solide produit dans un liquide lors d’une réaction
chimique. On parle de réaction de précipitation.
Un précipité est toujours électriquement neutre.
Il existe différentes formes de précipités (cristallins, granuleux, à fines particules, gélatineux,
colloïdaux). En fonction de leur aspect ou leur texture, il est plus ou moins facile de les isoler.
Remarque
:::::::::
Exemple
La réaction
Cu2+(aq) + 2 HO−(aq) →Cu(OH)2(s)
est une réaction de précipitation.
I.2. Dissolution d’un composé ionique
Définition :
La dissolution (ou solvatation) est le passage en solution d’un composé
dans un solvant.
:::::::::
Exemple
La réaction
CaSO4(s) →Ca2+(aq) + SO2−
4(aq)
est la réaction de dissolution de CaSO4.
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Équilibres de précipitation
Le composé dissous peut être ionique ou moléculaire. Il est ainsi possible de dissoudre dans l’eau
pure un composé ionique comme le sel NaCl :
NaCl(s) →Na+(aq) + Cl−(aq)
ou un composé moléculaire comme NH3:
NH3(g) →NH3(aq)
Un composé dissous est généralement caractérisé par la notation (aq).
Remarque
Dans la suite, nous nous intéresserons essentiellement aux composés ioniques.
La dissolution d’un composé ionique solide donne naissance aux ions qui le constituent.
Par analogie avec la dissolution du sel (Na+,Cl−) dans l’eau, on parlera de sel ionique pour
désigner un composé ionique.
Remarque
I.3. Équilibre de précipitation et produit de solubilité
L’expérience précédente nous a montré qu’en présence d’un précipité CaSO4(s), l’équilibre suivant
s’établit :
CaSO4(s) ⇋Ca2+(aq) + SO2−
4(aq)
Définition :
Un équilibre de précipitation est l’équilibre d’un précipité avec les ions
qui le constituent.
Un équilibre de précipitation est caractérisé par une constante d’équilibre. Généralement, on s’intéresse
à la constante de la réaction de dissolution.
Définition :
La constante de solubilité (ou produit de solubilité), notée Ks, est la
constante de la réaction de dissolution d’un précipité.
On définit aussi pKs=−log Ks.
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:::::::::
Exemple
L’équilibre de précipitation du sulfate de calcium a pour constante de solubilité Kstelle que
CaSO4(s) ⇋Ca2+(aq) + SO2−
4(aq) Ks= [Ca2+]eq[SO2− 4]eq
L’équilibre de précipitation de l’hydroxyde de cuivre(II) a pour constante de solubilité Kstelle que
Cu(OH)2(s) ⇋Cu2+(aq) + 2 HO−(aq) Ks= [Cu2+]eq[HO−]2
eq
Attention, afin de définir correctement la constante de solubilité, le précipité doit apparaître à
gauche dans l’écriture de la réaction chimique !
Remarque
II Conditions d’existence d’un précipité
II.1. Solution saturée
Définition :
Lorsqu’un précipité ne se dissous pas totalement en solution, on parle
de solution saturée.
Au contraire, en l’absence de précipité, on parle de solution non-saturée.
Une solution saturée est constituée :
⋆d’un précipité solide ;
⋆d’ions en solutions, issus de la dissolution partielle du précipité.
Lorsque la solution est saturée, l’équilibre de précipitation est atteint et le quotient de la réaction
à l’équilibre vérifie Qeq =Ks.
Remarque
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II.2. Critère de précipitation
Soit une solution initialement non-saturée. On suppose que les ions présents en
solution sont susceptibles de réagir selon une réaction de précipitation de produit
de solubilité Ks. On note Qle quotient réactionnel.
⋆Si Q < Ks: la solution reste non saturée et l’équilibre de précipitation n’est
jamais atteint.
⋆Si Q > Ks: il y a formation d’un précipité. La solution est saturée et l’équilibre
de précipitation est atteint. À l’équilibre Qeq =Ks.
Critère de précipitation
II.3. Domaine d’existence d’un précipité
::::::::
Exercice
On considère une solution de (Ag+,NO−
3) de concentration c= 0,1mol.L−1. On ajoute, sans variation de
volume, une solution d’iodure de potassium (K+,I−). On note cI= [I−]la concentration en ions iodure dans
la solution.
1. Pour quelle valeur de cIy-a-t-il formation de AgI (pKs= 16,2) ?
2. Représenter le domaine d’existence du précipité AgI sur un axe repéré par la valeur de pI =−log[I−].
1. On considère l’équilibre de précipitation
AgI(s) ⇋Ag++ I−
Le précipité apparaît dès que
Q= [Ag+][I−] = Ksavec [Ag+] = cet [I−] = cI
On en déduit que le précipité apparaît pour
cI=Ks
c=10−16,2 10−1= 10−15,2= 6,31.10−16 mol.L−1
pI = −log[I−]
15,2
Domaine
d’existence de AgI pas de précipité
Figure 1 – Diagramme d’existence du précipité AgI en fonction de pI.
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2. Le précipité existe si les ions iodure I−sont présents en suffisamment grande quantité, c’est-à-dire si
[I−]≥Ks
csoit pI≤pKs−pAg
où pAg = −log[Ag+] = −log c= 1.
Numériquement,
pI≤16,2−1 = 15,2⇔existence du précipité
On en déduit le diagramme d’existence de la figure 1.
III Facteurs d’influence de l’équilibre de précipitation
III.1. Influence de la température
Généralement, les réactions de dissolution sont endothermiques : ∆rH0>0. D’après la loi de
Van’t Hoff, une réaction endothermique est favorisée par des températures élevées.
Remarque
En général, une réaction de dissolution d’un composé ionique est favorisée par
une température élevée.
Propriété
On constate effectivement qu’il est plus facile de dissoudre du sucre dans le café chaud que dans
le café froid. De même, le sel est plus facilement dissous dans l’eau chaude.
Remarque
III.2. Effets d’ions communs
On considère une solution saturée de chlorure d’argent AgCl à laquelle on ajoute une solution (non
saturée) de chlorure de potassium KCl.
Initialement
AgCl(s) ⇋Ag++ Cl−et [Ag+][Cl−] = Ks= 10−9,7
Après ajout de la solution de KCl, la quotient de la réaction de précipitation vaut
Q= [Ag+][Cl−]> Ks
car des ions chlorure Cl−supplémentaires ont été apportés.
Comme Q > Ks, la réaction évolue dans le sens de la formation du précipité.
L’ajout d’ions communs à ceux libérés par un sel favorise la formation du précipité.
Propriété
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