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    Equilibres de Précipitation 2

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    Equilibres de précipitation et de

    complexation
    Suite

    Essalim R.
    I-4-Effet d’ions communs

    La présence, dans la solution d’un ion commun apporté par la


    dissolution d’un autre composé, entraine la diminution de la
    solubilité.

    PbI2 ⇌ Pb2+(aq) + 2I-(aq) Ks = [ Pb2+] [I-]2

    Solubilité de PbI2 dans l’eau pure :


    Ks = s.(2s)2 = 4s3 s = (Ks/4)1/3
    A 25°C pKs = 8,2 ; Ks = 10-pKs = 6.31.10-9 ; s = 1.17.10-3mol/L.
    Solubilité de PbI2 dans une solution de concentration c = 0,1M
    en nitrate de plomb Pb(NO3)2

    Pb(NO3)2 étant un sel totalement soluble :

    Pb(NO3)2 → Pb2+ + 2NO3- ,


    0 c 2c

    PbI2 ⇌ Pb2+(aq) + 2I-(aq)


    Excès –s’ c + s’ 2s’
    L’ion commun est l’ion Pb2+ parce qu’il provient de la
    dissolution des deux sels.
    [Pb2+] = c + s’ ; Ks = (c+ s’).(2s’)2 ; s’<s →s’<<c ;
    s’ = (Ks/4c) 1/2 = 1,26.10-4mol/L

    s’ < s : la solubilité a diminué car l’introduction d’un ion


    intervenant dans l’équilibre déplace celui-ci dans le sens de sa
    consommation, donc dans le sens de la précipitation.
    La solubilité diminue en présence d’un ion commun.
    Exercice 3
    Calculer les solubilités s et s’du chlorure d’argent AgCl
    respectivement dans l’eau pure et dans une solution contenant
    déjà des ions chlorure à la concentration c = 10-1 mol.L-1.
    Donnée à 25°C: KS (AgCl) = 10-9,8.

    Rp: s = 1,26.10-5M s’ = 1,58.10-9M


    I-5-Influence du pH sur la solubilité
    I-5-1- cas de sels d’acides faibles

    Le carbonate de barium est un sel peu soluble, il se


    dissocie faiblement en solution aqueuse :
    Ba CO3(S) ⇌ Ba2+ + CO32-
    L’ion carbonate réagit avec l’eau :
    CO32-+ H2O ⇌ HCO3- + OH- (1)
    HCO3- + H2O ⇌ H2CO3 + OH- (2)
    L.A.M. :
    Ks = [CO32-]. [Ba2+]
    Ka1 = [HCO3-]. [H3O+] / [H2CO3].
    Ka2 = [CO32-]. [H3O+] / [H CO3 -].
    C.M.
    s = [CO32-]+ [HCO3-]+ [H2CO3].
    s = [Ba2+]
    s = [CO32-](1+ [HCO3-] / [CO32-]+ [H2CO3] / [CO32-])
    s = (Ks/[Ba2+]) (1+ [HCO3-] / [CO32-]+ [H2CO3] / [CO32-])

    s = [ Ks(1 + [H3O+] /Ka2 + [H3O+]2 / Ka1.Ka2)) ] ½


    Conclusion :

    La solubilité s de Ba CO3 augmente lorsque la concentration en


    ions OH- diminue (pH diminue) (déplacement des 3 équilibres
    dans le sens direct)
    La solubilité de Ba CO3 augmente en milieu acide et diminue en
    milieu basique.
    I-5-2-Cas d’hydroxydes métalliques

    Mg(OH)2(S) ⇌ Mg2+aq + 2OH-aq Ks = [Mg2+]. [OH-] 2

    Dans ce cas la solubilité dépend de la concentration en ions OH-


    et donc du pH.
    [OH-]= (Ks / [Mg2+])1/2.

    pH = pKe - 1/2 (pKs + log [Mg2+])


    Exercice 4: Précipitations successives
    Considérons une solution 0,1M en ions Ca2+ et 0,1M en ions Ba2+ .
    On y verse progressivement, sans variation de volume ,une solution
    concentrée d’hydroxyde de sodium.

    1-Calculer pH de début de précipitation de chacun


    des deux hydroxydes Ca(OH)2 et Ba(OH)2.
    Na+, OH-
    2-Quel est le sel qui précipite en premier . Ca2+ c1 =10-1M
    Ba2+ c2 =10-1M
    3-Donner l’intervalle de pH dans lequel on
    doit maintenir la solution pour qu’un seul
    précipité soit présent.

    Ks(Ba(OH)2(s)) = 5,0 . 10-3, Ks(Ca(OH) 2(s)) = 4,7 . 10-6 .


    Pour connaitre le sel qui précipite en premier lieu, il ne
    faut pas se baser sur la comparaison des produits de
    solubilités Ks, mais, il faut calculer les concentrations
    d’apparition des précipités (premiers cristaux), car les deux
    sels peuvent présenter des formules différentes.
    I-6-Effet de la température sur la solubilité
    Comme toute constante d’équilibre, le produit de solubilité Ks
    dépend de la température selon la loi de VAN’T HOFF:

    dLnKs / dT = ΔdissH° / RT2


    Avec ΔdissH° est l’enthalpie standard de dissolution.

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