Equilibres de précipitation




Présentation des
équilibres de précipitation
 Présentation des équilibres de précipitation

Précipité

 Un précipité est un dépôt solide, en équilibre avec la solution surnageante. Il apparaît
lorsqu’une solution est saturée en composés ioniques ou moléculaires.




 Il y a 2 façons d’obtenir un précipité :

• En introduisant un excès de solide dans l’eau

• En mélangeant deux solutions limpides : l’une contenant l’anion du sel, l’autre contenant le
cation.


Ag+(aq) + Cl-(aq) = AgCl(s)




 Lorsque l’on introduit un solide ionique, comme NaCl(s), en solution, celui-ci se dissout au début de
l’ajout. Au bout d’un moment, un dépôt persiste. La solution est saturée.
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Couple donneur accepteur

 Réécrivons la réaction de précipitation :


particule échangée


Ag+(aq) + Cl-(aq) = AgCl(s)

accepteur de l’anion Cl– donneur de l’anion Cl–



accepteur du cation Ag+


Ag+(aq) + Cl-(aq) = AgCl(s)

particule échangée donneur du cation Ag+




 On peut alors définir deux couples donneur/accepteur :

• Couple AgCl / Ag+

• Couple AgCl / Cl–
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Produit de solubilité KS

Définition

 Le mélange obtenu à saturation est constitué d’un précipité en équilibre avec ses ions constitutifs.


 Cet équilibre est caractérisé par une constante d’équilibre, notée Ks, appelée produit de solubilité :



AaBb(s) = a Ax–(aq) + b By+(aq) KS = [Ax–]a.[By+]b



Exemples :

AgCl(s) = Ag+(aq) + Cl–(aq) KS = [Ag+].[Cl–]

Na2SO4(s) = 2 Na+(aq) + SO42–(aq) KS = [Na+]2.[SO42–]




 Les tables thermodynamiques donnent les valeurs de pKs pour une température donnée (en général
25°C).
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Produit de solubilité KS

Influence de la température

Destruction du cristal ionique : processus endothermique



AaBb(s) = a Ax–(aq) + b By+(aq) rH0


Solvatation des ions : processus exothermique

 Dans la majorité des cas, la dissolution d’un solide est un processus endothermique (rH0 > 0)


 D’après la loi de Van’t Hoff :


dlnK S  r H 0

dT RT 2

Si rH0 > 0 dlnKS / dT > 0
J. H. Van’t Hoff (1852–1911)
Prix Nobel de Chimie 1901
Recherches sur la stéréochimie, la cinétique, les
KS augmente
équilibres, la pression osmotique, la cristallographie
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Solubilité
 Soit un solide A que l’on dépose dans une solution. On appelle solubilité de A, notée s, la quantité
maximale de solide (en mol) que l’on peut dissoudre dans un volume donné, à une température donnée :


n(A)
s La solubilité s s’exprime en mol.L-1
V



 On peut également définir la solubilité de A par rapport à la quantité de solide en grammes que l’on peut
dissoudre dans un volume donné :


m(A)
s La solubilité s s’exprime dans ce cas en g.L-1
V
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Solubilité

On verse dans un bécher une solution saturée de chlorure d’argent AgCl. Déterminer la solubilité
de ce composé dans l’eau pure à 25 °.

Données : pKS (AgCl) = 9,7


Dressons un tableau d’avancement de la réaction de dissolution de AgCl(s) dans l’eau pure :


mol.L-1 AgCl = Ag+ + Cl– KS = 10-9,7

Etat initial Excès - -
Equilibre Excès s s


KS = [Ag+].[Cl–] KS = s2 s  KS s = 1,4.10-5 mol.L-1



• Plus la valeur de KS est élevée, plus la solubilité du sel est importante.

• Comme KS augmente usuellement avec la température, la solubilité augmente en général avec la
température.
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Solubilité

On verse dans un bécher une solution saturée de de chromate d’argent Ag2CrO4. Déterminer la
solubilité de ce composé dans l’eau pure à 25 °.

Données : pKS (Ag2CrO4) = 11,9


Dressons un tableau d’avancement de la réaction de dissolution de Ag2CrO4(s) dans l’eau pure :


mol.L-1 Ag2CrO4 = 2 Ag+ + CrO42– KS = 10-11,9

Etat initial Excès - -
Equilibre Excès 2s s

KS
KS = [Ag+]2.[CrO42–] KS = 4s3 s3 s = 6,8.10-5 mol.L-1
4


Lorsque les équations des réactions de précipitation ne mettent pas en jeu les mêmes coefficients
stoechiométriques, on ne peut pas conclure sur la solubilités des sels uniquement en comparant les
valeurs de KS.
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Effet d’ion commun

Déterminer la solubilité à 25°C du chlorure d’argent dans une solution de chlorure de sodium de
concentration C = 10-2 mol.L-1.

Données : pKS (AgCl) = 9,7


Dressons un tableau d’avancement de la réaction de dissolution de AgCl(s) dans la solution de NaCl :


mol.L-1 AgCl = Ag+ + Cl– KS = 10-9,7

Etat initial Excès - 10-2
Equilibre Excès s 10-2 + s

Hyp : s << 10-2 mol.L-1 KS
KS = [Ag+].[Cl–] KS = s.(10-2 + s) KS = 10-2.s s
10  2
La solubilité de AgCl(s) dans une solution de chlorure de sodium à 10-2 mol.L-1
(s = 2,0.10-8 mol.L-1) est très inférieure à sa solubilité dans l’eau pure
(s = 1,4.10-5 mol.L-1). s = 2,0.10-8 mol.L-1
La solubilité d’un sel diminue par effet d’ion commun
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Conditions de précipitation

Ag+(aq) + Cl–(aq) = AgCl(s)


Q = [Ag+].[Cl–]

Solution insaturée Solution saturée


Q = [Ag+].[Cl–] < KS Q = [Ag+].[Cl–]  KS




Précipitation


Condition de précipitation : Q  KS




Le système évolue vers un état d’équilibre : Qéq = KS

Le produit des concentrations ioniques à l’équilibre n’est jamais supérieur à KS
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Conditions de précipitation

On mélange dans un bécher 10 mL d’une solution de Na2SO4 (C = 8,0.10-2 mol.L-1) et 10 mL d’une
solution de AgNO3 (C = 8,0.10-2 mol.L-1). Observe t-on l’apparition d’un précipité de sulfate
d’argent dans le bécher ?

Données : KS(Ag2SO4) = 1,5.10-5


Calculons les concentrations initiales (avant réaction) des ions Ag+ et SO42– dans le bécher :



Ag   SO 

0
2
4 0 
C *10
20
[Ag+]0 = [SO42-]0 = 4,0.10-2 mol.L-1



On observera l‘apparition d’un précipité de sulfate d’argent dans le bécher si Qi  KS.

Calculons le quotient réactionnel initial Qi :

Qi = [Ag+]02.[SO42-]0 = (4,0.10-2)2 * 4,0.10-2 Qi = 6,4.10-5 > KS = 1,5.10-5



On observe un précipité de sulfate d’argent. La quantité de précipité formé est telle qu’à la fin Qéq = KS
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Applications des réactions de précipitation / dissolution


 Industrie

Précipitation de sels d’aluminium lors de la fabrication de l’alumine à partir de la bauxite.

Durcissement des alliages métalliques.

Elimination de sels lors du traitement des eaux.

Synthèse de pigments.




 Chimie des solutions
On peut doser certaines espèces chimiques formant des précipités (exemple du dosage des ions chlorure dans l’eau par
ajout de nitrate d’argent).



 Chimie organique
Processus de recristallisation permettant de purifier un solide. Une première étape implique la dissolution du solide impur
suivie de sa lente solidification.