Chapitre IV Réactions de précipitation

Chapitre IV: Réactions de précipitation

IV.1 Rappel sur les électrolytes

IV.1.1 Définition d’un électrolyte :
Ce sont des espèces chimiques qui, à l’état fondu, ou en solution, se dissocient en ions. Les électrolytes
dissociés sont conducteurs d’électricité.
IV.1.2 Electrolytes forts et Electrolytes faibles
 Les électrolytes forts sont totalement dissociés, ce sont les acides forts, les bases fortes et tous les sels
solubles.
 Les électrolytes faibles sont partiellement dissociés. Ce sont donc les acides faibles et les bases faibles
et quelques sels tels que les halogénures et cyanures de metaux lourds (Pb et Hg,…).
IV.1.3 Electrolytes forts à faible solubilité
Beaucoup de composés ioniques présentent les caractéristiques suivantes :
- Ils sont peu ou moyennement solubles dans l’eau ⟹ Faible solubilité
- Les molécules dissoutes sont totalement dissociées ⟹ Electrolyte fort
Ce sont des électrolytes forts à faible solubilité.
Exemple : AgCl(s) (I) AgCl (en solution) (II) Ag+ + Cl-
(I) AgCl est un sel peu soluble donc la dissolution est faible

(II) AgCl est immédiatement dissocié donc électrolyte fort

On peut donc écrire : AgCl(s) ⟺ Ag+(aq) + Cl-(aq)

IV-2- Définition du produit de solubilité
Soit un composé ionique MA qui se dissocie suivant la réaction:
MA(s) ⟺ M+(aq) + A-(aq)
La constante d’équilibre s’écrit : Kc = [M+] . [A-] = KS
On la note KS (P ou Kps) et c’est le produit de solubilité.
Dans le cas général : MaAb (s) ⟺ aMb+ + bAa-
La constante d’équilibre s’acrit : Kc = [Mb+]a.[Aa-]b
Le produit de solubilité est la constante d’équilibre du solide avec ses ions solubilisés.
 Pour une température et un solide donné, le produit de solubilité Ks est invariable.
 Le produit de solubilité permet de calculer la solubilité du solide dans toutes les solutions aqueuses.
 Exemple 1 : (A traiter en cours)
Calculer la solubilité de Mg(OH)2 si Ks(Mg(OH)2) = 5.10-12 et MMg(OH)2 = 53.8 g
 Exemple 2 : (A traiter en cours)
A T = 25°C, la solubilité de BaSO4 , S = 2.5 10-3 g/l. Calculer son produit de solubilité Ks.
MBaSO4= 233g.
 Dans le tableau 1, sont regroupés les produits de solubilité de quelques sels peu solubles (à 25°C).

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Tableau 1: Produits de solubilité de quelques sels peu solubles à T = 25°C

V.3 Définition de la solubilité

La solubilité S d’un sel est le nombre de grammes (ou de moles) de ce sel que l’on peut dissoudre dans un
litre d’eau. La solubilité S est limitée par l’équilibre qui s’établit entre les différentes espèces en solution.
Quand est ce que l’équilibre est atteint ?
L’équilibre entre un solide et ses ions solubilisés est atteints quand la vitesse de dissolution est égale à la
vitesse de précipitation.
Comment obtient-on cet équilibre ?
Cet équilibre peut être obtenu :
 Soit par la dissolution d’un solide dans un solvant
Exemple: BaSO4 (s) ⟺ Ba2+(aq) + SO42- (aq)
 Soit par la précipitation d’un solide à partir de ses ions solubilisés.
Exemple: Ba(NO3)2 + Na2(SO4) ⟺ Ba(SO4)(s) + 2NaNO3
En réalité, ce sont les particules ioniques qui réagissent entre elles et la réaction est la suivante :
Ba2+(aq) + 2 NO3-(aq) + 2Na+(aq) + SO42-(aq) ⟺ Ba(SO4)(s) + 2 NO3-(aq) + 2Na+(aq)
On voit bien que le changement essentiel est la formation du précipité BaSO4, les autres ions se trouvent
toujours en solution. Il serait donc correct de représenter cet équilibre par la réaction suivante :
Ba2+(aq) + SO42-(aq) ⟺ Ba(SO4)(s)
Cette équation d’équilibre ne change pas quel que soit l’origine de Ba2+ et de SO42-

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Dans le tableau 2 sont regroupés les principaux électrolytes avec leurs solubilités dans l’eau.
Tableau 2: Données générales sur la solubilité de quelques composés dans l’eau

Le tableau 2 permet de prévoir si une réaction de précipitation peut avoir lieu ou non.

Exemple: Y a-t-il une précipitation lorsqu’on mélange :

1. NH4Cl et KNO3
2. CaCl2 et K2C2O4
Réponse :
1. pas de précipitation puisque les 4 sels probables sont tous solubles NH4Cl, NH4NO3, KNO3 et KCl.
2. Il y a possibilité de précipitation de CaC2O4
Exemple: Calcul de la solubilité
Quelle est la solubilité S de Ca3(PO4)2 à T=25°C ? Ks = 10-26
Ecrivons la réaction :
Ca3(PO4)2(s)  3Ca2+ + 2PO43-
t=0 0 0
Quantité -S + 3S +2S
dissoute
Equilibre 3S 2S
Ks = [Ca2+]3. [PO43-]² = (3S)3 (2S)² = 27 S3 x 4 S² = 108. S5

 S = (Ks/108)1/5 (avec Ks = 10-26)  S = 2, 5 10-6 Mole/l.

La solubilité S d’un solide est variable. Ainsi, l’addition d’un ion commun provenant d’un solide plus
soluble diminue la solubilité du solide initial.
V.4 Calcul de la solubilité d’un solide dans une solution aqueuse
Pour calculer la solubilité S d’un solide MA, il faut :
1. Ecrire la réaction et déterminer la constante d’équilibre Ks ;
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2. Prédire le sens de la réaction pour atteindre l’équilibre, pour cela il faut calculer le produit initial
[M+]o.[A-]o ;
MA(s)  M+ + A-
3. Si [M+]o.[A-]o < Ks ⟹ la solution est insaturée et pour atteindre l’équilibre il faut :
 Soit Ajouter des ions communs à l’aide de sels solubles
 Soit faire dissoudre une partie du sel MA
4. Si [M+]o.[A-]o > Ks ⟹ la solution est dite sursaturée pour atteindre l’équilibre il faut précipiter MA
5. Calculer les concentrations des différentes espèces à l’équilibre.
Exemple : (A traiter en cours)
Y a t-il précipitation quand on mélange 10 ml d’une solution 0.056M de AgNO3 avec
3O ml d’une solution 0.032M de Na2CrO4 ? Ks(Ag2CrO4) = 1.9 .10-12
[Ag+] = (10 x 0.056) ̸ 40 = 0.014M
[CrO42-] = (30 x 0.032) ̸ 40 = 0.024M
Ag2CrO4(s) ⟺ 2 Ag+ + CrO42-
Pour qu’il y ait précipitation il faut que la solution soit sursaturée ⟹ [Ag+]02 x [CrO42-]0 > Ks
Calculons le produit initial : [Ag+]02 x [CrO42-]0 = (0.014)2 . (0.024) = 4.7. 10-6 > Ks(Ag2CrO4) ⟹ solution
sursaturée ⟹ pour atteindre l’équilibre il faut précipiter Ag2CrO4
V.5 Facteurs influençant la solubilité d’un sel peu soluble
V.5.1 Effet d’ion commun :
La présence d’un ion commun dans la solution, diminue la solubilité du sel.
Exemple : (A traiter en cours)
Calculer la solubilité de PbI2
1) dans l’eau pure
2) dans une solution aqueuse de NaI, 0.1M
On donne Ks(PbI2) = 1.39. 10-8
Réponse :
PbI2 ⟺ Pb2+ + 2 I-
1) dans l’eau pure
PbI2 (s)  Pb2+ + 2 I-
t=0 a 0 0
Equilibre a - S S 2S
Ks = [Pb2+].[ I-]2 = S.(2S)2 = 4S2 ⟹ S = ( Ks ̸ 4)1/2 ⟹ S = 5.89. 10-5 mol/L
2) dans une solution aqueuse de NaI, 0.1M
PbI2 (s)  Pb2+ + 2 I-
t=0 0 0.1
Equilibre S 0.1+2 S
Ks = [Pb2+].[ I-]2 = S.(0.1 + 2S)2
PbI2 est un sel peu soluble, en plus il se dissocie moins bien en présence d’un ion commun (I-) on peut
donc négliger 2S devant 0.1, on aura : Ks = S.(0.1)2 ⟹ S =1.39. 10-6 mol/L
L’effet de l’ion commun est comparable à l’effet d’un acide fort sur la dissociation d’un acide faible.
V.5.2 Effet de la température
En général la dissolution est une réaction endothermique ⟹ ΔH > 0 ⟹ la solubilité augmente quand la
température augmente.
Parfois la dissolution est une réaction exothermique ⟹ ΔH < 0 ⟹ la solubilité diminue quand la
température augmente.

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Exemple : Cas du CaSO4 qui est moins soluble quand T augmente, ce qui explique le phénomène
d’entartrage dans les chaudières, chauffe-eau, etc.
V.5.3 Effet du pH
Si les espèces résultant de la dissolution du sel peu soluble ont des propriétés acidobasiques, la solubilité
dépendra du pH.
Exemple : (voir TD)

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