Sels en solutions : Solubilité et Produit
de Solubilité
PLAN
I -Définition de la solubilité
II-les facteurs intervenant sur la solubilité
III. Produit de solubilité Ks et détermination du Ks
IV-Solubilité dans les solutions d'électrolytes homoioniques V-Solubilité dans les solutions d'électrolytes hétéroioniques VI. Applications:
I-Définition de la solubilité :
La solubilité d’un composé pur dans l’eau est la concentration de ce composé dans la solution aqueuse saturée, ou encore c’est la concentration maximale qui peut atteindre un composé dans une solution aqueuse, elle s’exprime en g/l ou en molarité
II-les facteurs intervenant sur la solubilité
A- La température :
La dissolution s’accompagne d’un effet thermique ( chaleur de dissolution)
-si la chaleur de dissolution est positive donc le corps dégage de la chaleur en se dissolvant , dans ce cas la solubilité diminue lorsque la température augmente ; ce cas est peu fréquent exemple la dissolution de Li3 PO4
si la chaleur de dissolution est négative ( le composé absorbe de la chaleur en dissolvant), alors la solubilité augmente lorsque la température augmente
si cette chaleur est sensiblement nulle donc la température n’a pratiquement aucune influence sur le coefficient de solubilité exemple NaCl
b-état physique de la substance :
certain substance peuvent existé sous plusieurs forme physique ( polymorphisme) ( la solubilité est différente exemple :
- As2 O3 une forme cristalline , S= 33g/l -- As2 O3 une forme vitreuse , S= 17g/l
- le degré d’hydratation intervient sur la solubilité exemple : -CaSO4 : 2H2 O S= 2.04g/l
- CaSO4 : anhydre S= 2,87 g/l
c-la présence d’autre substance dissoute :
la solubilité peut ne pas être la même dans l’eau pure et dans une solution aqueuse d’électrolyte exemple : le benzoate de sodium augmente la solubilité de la caféine dans l’eau
-le sulfate d’ammonium diminue la solubilité d’acétone dans l’eau
III. Produit de solubilité Ks et détermination du Ks:
Solubilité d'un sel peu soluble dans l'eau pure: si l'on agite un composé peu soluble comme le chlorure d'argent avec de l'eau, une très petite quantité passe dans le solvant et l'on obtient une solution saturée de sel. En réalité, il se produit deux phénomènes inverses, d'une part la dissolution et d'autre part la reprécipitation, qui se traduisent par l'équilibre:
AgCl solide Ag+ + Cl-
La vitesse de dissolution ne dépend que de la température et, à une température donnée, elle est constante et l'on peut écrire:
v1 = k1 k1: étant une constante
Par contre, la vitesse de la réaction de précipitation est proportionnelle aux concentrations de chacune des espèces qui réagissent. Donc à une température donnée:
v2 = k2 × [Ag+] × [Cl-] k2: étant une autre constante
Lorsque l'équilibre est établi, les deux vitesses sont égales, donc:
k2 × [Ag+] × [Cl-] = k1 Ou
k1
[Ag+] × [Cl-] = ───
k2
On pose k1
─── = Ks k2
Ks est la valeur correspondant à la solution saturée, c'est donc le produit ionique maximum compatible avec l'absence de précipitation. Pour cette raison, il est appelé produit de solubilité.
Relation entre solubilité et produit de solubilité:
De nombreux sels ont des formules où la charge du cation est différente de celle de l'anion AmBn. Le produit de solubilité est alors [A]m × [B]n = Ks.
C'est le cas par exemple du sulfure de bismuth Bi2S3 dont le produit de solubilité est [Bi] 2 × [S] 3= Ks.
sels Produit de
solubilité sels Produit de
solubilité AgCl
AgBr AgI
AgSCN
1,8.10-10 5.10-13 4,5.10-17 10-12
CoS NiS ZnS PbS
4. 10-21 2,4. 10-22 2,5. 10-22 1,25. 10-28
Le produit de solubilité KS est la constante numérique qui décrit la condition d'équilibre d'une solution saturée par un soluté peu soluble.
IV. Solubilité dans les solutions d'électrolytes homoioniques:
Une solution est homoionique au composé peu soluble étudié lorsqu'elle contient à l'état dissous, l'un des ions constitutifs du précipité. Ainsi une solution de nitrate d'argent, ou de chlorure de sodium, est homoionique au chlorure d'argent.
AgNO3
NaCl homoioniques à AgCl
Un tel électrolyte diminue la solubilité du composé peu soluble par 12
AgCl Ag+ +Cl- Ks = [Ag+] × [Cl-] S=
= √ Ks
Après introduction dans la solution de AgNO3 tel que sa concentration est symbolisée par C
AgNO3 Ag+ +NO3- C C C [Ag+] total = [Ag+] AgCl +[Ag+]AgNO3
[Ag+] total = (S+C) S2 +CS-Ks = 0
S = -C + √ C2 +4 Ks 2
V. Solubilité dans les solutions d'électrolytes hétéroioniques:
Ce sont donc des solutions contenant des ions différents de ceux qui constituent le précipité. Trois cas sont à envisager:
L’électrolyte héteroionique est un protolyte
Un acide exerce un effet dissolvant sur un sel peu soluble si l'anion de ce sel est la base conjuguée d'un acide plus faible que le premier( le même cas si le protolyte est une base et le composé peu soluble est un sel d’une base plus faible)
Exemple : AgNO2 en présence d’HCl
Solubilité du Nitrite d’Argent en présence d’HCl : AgNO2 AgNO2
Précipité forme dissoute AgNO2 Ag+ + NO2-
Ks = [Ag+] × [NO2-] S = √ Ks AgNO2 Ag+ + NO2-
HCl H+ +Cl-
HNO2 NO2- + H+ Ka = [H+] × [NO2-] [HNO2] = [H+] × [NO2-]
[Ag+]= S
[HNO2] + [NO2-] = S
S= [NO2-] + [H+] × [NO2-] Ka
S= [NO2-] x[ 1+H+ ]
Ka [NO2-] = S
[ 1+H+ ] Ka
Ks = [Ag+] × [NO2-] = S x S [ 1+H+ ]
Ka S= √ Ks x [ 1+ H+ ]
Ka
La solubilité varie avec la concentration des ions H+
si la différence de force des deux acides et la quantité d'acide le plus fort ajoutée sont suffisantes, la redissolution est totale. C'est le cas de l'oxalate de calcium Ca(COO)2 qui est insoluble dans l'eau; l'addition d'acide acétique n'entraîne pas de réaction sensible, cet acide étant faible (pK = 4,74). Les pK de l'acide oxalique sont pK1 = 1,2 et pK2 = 4,3.
Par contre, l'apport d'acide chlorhydrique provoque une redissolution immédiate.
Plus la différence de force entre les deux acides est faible, moins
L’electrolyte héterionique donnant des ions complexant avec ceux des composés peu solubles :
la présence d’electrolytes entraine l’augmentation de solubilité des composés peu solubles.
Exemple : on ajoute NH3 à une solution de AgCl, il se forme un complèxe argenté [Ag(NH3 )2 ]+
[Ag(NH3 )2 ]+ Ag+ +2NH3 [Ag(NH3 )2 ]+ = [Ag+] x [ NH3] 2
Kd
S= [Cl- ]
S= [Ag+] + [Ag(NH3 )2 ]+
S= Ag+ + [Ag+] x [ NH3] 2 = [Ag+] x [1+ [ NH3] 2 ] Kd Kd [Ag+] = S
[1+ [ NH3] 2 ] Kd
Ks = [Ag+] × [Cl-] = S2 S = √ Ks [1+[ NH3] 2
[1+ [ NH3] 2 ] Kd 18
Electrolytes hétéroioniques donnent des ions formants avec ceux des composés peu solubles un autre composé peu soluble
Soit s1 le produit de solubilité du composé peu soluble BA1 initialement présent dans le milieu:
[B+][A1-] = Ks1 (1)
s2 le produit de solubilité d'un deuxième composé peu soluble BA2 susceptible de se former par réaction de l'un des ions du précipité (B+) avec un ion du sel soluble (A2-):
[B+][A2-] = Ks2 (2)
Le comportement du mélange dépend des valeurs comparées de Ks1 et Ks2.
Les deux produits de solubilité vont donc devoir être respectés simultanément.
La concentration [B+] provenant de la dissolution partielle de BA1 doit être compatible avec le respect de Ks2.
En effet si le produit ionique [B+] [A2-] < Ks2 rien ne se passe.
Mais dans le cas contraire, il y a précipitation de BA2. Il en résulte une baisse de la concentration [B+] dans la solution.
Corrélativement, le produit ionique [B+][A1-] devient inférieur à Ks1 et ceci entraîne une redissolution donc du précipité, et déplacement plus ou moins important de A1- .
Exemple : la dissolution de AgCL en présence de KSCN AgCl Ag+ + Cl-
KSCN K+ + SCN-
C C C
Ag+ + SCN- AgSCN (compose peu soluble)
[Ag+][Cl-] = Ks1 , [Cl-] = S [Ag+][SCN-] = Ks2
[SCN-] = Ks2 = Ks2 x S
[Ag+] Ks1
On peut exprimer l’éléctroneutralité de la solution contenant les ions :
[Ag+] + [K+] = [Cl-] + [SCN-] Ks1 +C = S+ Ks2 x S
S Ks
S2 x ( 1+ Ks2 ) - SC – Ks1 =0
Ks1
Ks2 = 1.07 x 10-12 = 0.6 x 10-2 inférieur à 1 donc
Ks1 1.58 x 10-10
S2 -SC- Ks1 = 0
S= C+ √ C2 +4Ks1
2
VI. Applications:
Elle trouve de nombreuses applications pratiques tant en analyse qualitative qu'en analyse quantitative.
Dans ce dernier domaine, on peut ainsi doser un ion présent dans une solution en l'engageant dans un précipité qui est recueilli et pesé: c'est l'analyse gravimétrique. Mais on peut également réaliser la précipitation en ajoutant une solution titrée contenant l'ion provoquant la précipitation : on met ainsi en œuvre des méthodes titrimétriques. Les plus utilisées sont les méthodes argentométriques
