Solubilité

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ÉQUILIBRES HÉTÉROGÈNES. SOLUBILITÉ 1) Définitions.

a. Produit de solubilité.

Soit A_mB_n un composé solide (moléculaire ou ionique) peu soluble dans l'eau où il peut être dissocié en A et B (atomes, molécules ou ions).

Si la solution est saturée, deux équilibres s'établissent simultanément:

A_mB_ns ! A_mB_naq ! m Aaq n Baq

En exprimant la loi d'action de masse pour chaque équilibre, on obtient:

•pour le 1^er équilibre: K₁T =aAmBnaq

aAmBns

. Or le solide formant une phase à lui seul a_AmBns=1.

K₁T =aAmBnaq= [A_mB_naq], la concentration étant exprimée en mol L⁻¹. •pour le 2^ème équilibre: K₂T = [A]^m[B]ⁿ

[A_mB_naq]=[A]^m[B]ⁿ K₁ .

Pour l ' équilibre A_mB_ns ! m Aaq n Baqla constante d 'équilibre sera : K_sT = [A]^m[B]ⁿ=K₁K₂

La constante K_sest appelée '' produit de solubilité '' de A_mB_n.

Cette relation n'est valable que si la solution est saturée (la masse du précipité n'a pas d'importance).

Si la quantité de A_mB_n dissoute est insuffisante (solution non saturée) on aura [A]^m[B]ⁿK_s. b .Solubilité molaire.

C'est la quantité maximale de solide que l'on peut dissoudre par unité de volume, exprimée en mol L^-1. Si A et B ne participent pas à d'autres équilibres (réactions acido-basiques ou complexation), on a, juste à la saturation: A_mB_naq ! m An B

initialement s 0 0

à l 'équilibre s−x m x n x

Pour de nombreux composés la dissociation du soluté est quasi-totale, [A_mB_naq] est très faible et peut être négligée par rapport à [A] ou [B]: s≈x d 'où [A] =ms et [B] =n s.

K_s= [A]^m[B]ⁿ= m s^mnsⁿ=m^mnⁿs^mn Exemples :



Calculer la solubilité molaire de AgClpK_s=9,75.



Calculer la solubilité molaire de CaF₂pK_s=10,3.



Dans 1 litre de solution de nitrate de magnésium, MgNO₃₂, de concentration égale à 10⁻⁴mol L⁻¹, on ajoute 0,01 mole de soude solide.

Observe-t-on un précipité de MgOH₂pK_s=11,0 et , si oui, combien ?

2 2) Étude de la solubilité.

a. Influence de la température.

Comme toute constante d 'équilibre, K_sT satisfait à la relation de van 't Hoff : dln K_s

dT = ∆H_d⁰ RT². L 'enthalpie de dissolution ∆H_d⁰ est généralement faible,

de l 'ordre de quelques kJ mol⁻¹à quelques dizaines.

NaF −3,1

NaCl 4,3 KCl 17,5

NaBr −1,2 NH₄NO₃ 25,7 NaI −6,8

Si ∆H_d⁰0 dissolution endothermique, K_s et s augmentent quand T augmente.

Si ∆H_d⁰0 dissolution exothermique, K_s et s diminuent quand T augmente.



Calculer la solubilité massique de PbI₂ à 60 °C sachant qu 'elle vaut 0,29 g L⁻¹à 25°C et que l 'enthalpie de dissolution est égale à 90 kJ mol⁻¹constante.

b . Effet d ' ion commun.

Soit une solution saturée de A_mB_n ⇒ K_s= [A]^m[B]ⁿ.

Si on ajoute un composé A '_pB_q dont la dissolution produit aussi l 'espèce B alors[B]augmente , donc[A] doit diminuer, d'où précipitation de A_mB_n dont la solubilité est diminuée.



Dans 1 litre de solution saturée de CaSO₄pK_s=4,6, on ajoute x moles de Na₂SO₄. Déterminer la solubilité de CaSO₄ en fonction de x et la représenter graphiquement.

c .Influence du pH.

Si l'une des espèces A ou B est un acide ou une base plus forts que l'eau, sa concentration dépend du pH.



Déterminer la solubilité de CaF₂pK_s=10,3 en fonction du pH sachant que HF est un acide faible de constante d'acidité K_a=10^−3,2. Représenter ps=fpH.

d . Formation d ' un complexe.

Si dans une solution saturée de A_mB_n on ajoute un ligand avec lequel A peut former un complexe (ou plusieurs complexes successifs), alors [A] diminue donc [B] augmente d'où une augmentation de la solubilité de A_mB_n (dissolution du précipité).



Déterminer la solubilité de AgCl dans l'ammoniaque en fonction de [NH₃].

Représenter ps=fpNH₃.

AgCl ! Ag⁺Cl⁻ pK_s=9,75

AgNH₃⁺ ! Ag⁺NH₃ pK₁=3,3 AgNH₃₂⁺ ! AgNH₃⁺NH₃ pK₂=3,9