Equilibre chimique - PSI
TD EQ4 : EQUILIBRES DE PRECIPITATION
But du chapitre
Etudier la formation d’un précipité en solution aqueuse.
Plan prévisionnel du chapitre
EQ4 : Équilibres de précipitation I. Mise en évidence expérimentale
A. Notion de précipité B. Obtention d’un précipité
II. Equilibre de mise en solution d’un solide ionique
A. Equilibre de précipitation et produit de solubilité B. Condition de formation d’un précipité
III. Diagramme d’existence d’un précipité IV. Solubilité d’une espèce dans un solvant
A - Définition
B - Relation entre la solubilité et le produit de solubilité dans le cas d’ions indifférents dans l’eau C - Facteurs pouvant modifier la solubilité
D - Principe de modération
Savoirs et savoir-faire
Ce qu’il faut savoir :
Définir les termes suivants : sel ionique, produit de solubilité, solubilité,solution saturée,
domaine d’existence d’un précipité, effet d’ion commun, hydroxyde amphotère.
Ecrire la condition de formation d’un précipité en comparant Qr et KS.
Présenter les paramètres ayant un effet sur la solubilité : température, pH, réactions de
complexation, effet d’ion commun (donner des exemples).
Ce qu’il faut savoir faire :
Calculer la solubilité d’un sel.Erreurs fréquentes / Conseils :
Attention au sens d’écriture de la réaction d’équilibre du précipité avec ses ions : KScorrespond à l’écriture de l’équation dans le sens de la dissolution, 1/KS correspond a celui
de la formation du précipité.
Attention à l’état physique des constituants intervenant dans les équations ! Les solides ont une activité égale a 1, les solutés dilués a Ci/C°, etc… La frontière du domaine d’existence d’un précipité dépend de la concentration initiale en ions dans la solution. Cette remarque est très importante car cela signifie que dans les exercices ou deux solides peuvent être potentiellement formés par ajout d’un même ion, la comparaison des constantes d’équilibre ne suffit pas pour prévoir quel précipité va se former en premier : il est nécessaire de calculer les concentrations limites entrainant la précipitation.
Application du cours
Application 1 : Produit de solubilité
Dans chacun des cas suivants, exprimer le produit de solubilité en fonction des concentrations des espèces chimiques présentes :
Equilibre chimique - PSI
Application 2 : Existence d’un précipité
On introduit initialement dans 500 mL d'eau 2,0.10-3 mol d'ions Ag+ et 1,0.10-5 mol d'ions CrO 42-.
Le produit de solubilité du chromate d'argent Ag2CrO4 est égal à KS =1,3.10-12 à 25 °C.
Observe-t-on la formatiObserve-t-on d’un précipité ?
Application 3 : Diagramme d’existence
Application 4 : Calcul de solubilité
Calculer la solubilité des solides suivants (on néglige les propriétés acido-basiques des ions) dans l’eau pure :
sulfate de plomb PbSO4 avec KS = 10-7,8,
iodure de plomb PbI2 avec KS = 10-8,1,
chlorure de plomb PbCl2 avec KS = 10-4,6,
fluorure de calcium CaF2 (s) pour lequel KS = 4,0.10-11.
Application 5 : Calcul de solubilité
Connaissant le pKS = 11,9 du chromate d’argent Ag2CrO4 et en supposant sa basicité négligeable,
calculer sa solubilité.
Application 6 : Effet d’ions commun
Calculer la solubilité s’ du chlorure d’argent AgCl dans un solution contenant déjà des ions chlorure à la concentration l,0.10-1 mol.L-1. K
S (AgCl) = 10-9,8.
Exercices
Exercice 1 : Prévoir l’ordre d’apparition de deux précipités
A une solution contenant les ions chlorure Cl- et iodure I- à la même concentration c
0 = l,0.10-3
mol.L-1 ; on ajoute progressivement une solution de nitrate d'argent (Ag+,NO
3-). Les produits de
solubilité du chlorure d'argent et de l'iodure d'argent valent : pKS1 (AgCl) = 9,8 ; pKS2(AgI) =
16,1. Déterminer l'ordre d'apparition des deux précipités.
Exercice 2 : Influence du pH sur la solubilité
Calculer la solubilité du fluorure de calcium CaF2 (s) dans une solution de pH = 2,5. On tient
compte des propriétés acido-basiques de l’ion fluorure avec pKA (HF/F-) = 3,2.
Equilibre chimique - PSI
1°) Calculer le pH de début de précipitation de Mn(OH)2 pour une solution d'ions Mn2+ à la
concentration l,0.10-2 mol.L-1.
2°) Calculer le pH de début de précipitation de Mn(OH)3 pour une solution d'ions Mn3+ à la
concentration l,0.10-2 mol.L-1.
3°) On dispose d'une solution contenant les ions Mn3+ et Mn2+ à la même concentration l,0.10-2
mol.L-1. Dans quel domaine de pH doit-on se placer pour précipiter 99,99 % des ions Mn3+ sans
précipiter les ions Mn2+ ?
Données: pKS(Mn(OH)2) = 12,7 ; pKS’ (Mn(OH)3) = 35,7.
Exercice 4 : Précipitation d’oxalate de calcium
On mélange 50 mL d'une solution d'oxalate d'ammonium (2 NH4+, C2O42-) à 0,050 mol.L-1, et 50
mL d'une solution de nitrate de calcium (Ca2+, 2NO
3-) à 0,020 mol.L-1.
1°) Montrer que l'on observe la formation d'un précipité d'oxalate de calcium. Quelle est la masse de précipité obtenue ?
2°) Le précipité est récupéré par filtration sous vide, puis lavé à l'aide de 50 mL d'eau distillée. Quelle masse de précipité est redissoute lors de cette opération ?
3°) Même question si le précipité est lavé à l'aide de 50 mL d'une solution d'oxalate d'ammonium de concentration 0,050 mol.L-1. Commenter le résultat obtenu.
