Chapitre IV: Sels peu solubles Notions de base sur la: Dissolution des sels Précipitation des sels

Dans ce cas, on parle de solubilité d’un sel Lorsque qu’un sel n’est pas totalement dissout dans un solvant comme l’eau, il s’établit un équilibre hétérogène en son état solide et son état aqueux. Dans ce cas, on parle de solubilité d’un sel Sel AB Solvant: eau Sel restant non dissout An+ Bn- ABsolide An+ + Bn-

Définition de la solubilité S d’un sel : Il s’agit de déterminer le nombre de moles d’un sel peu soluble dissout un solvant approprié comme l’eau. Son unité: mol/L. Elle peut être exprimée en g/L avec: S(mol/L) = S(g/L) * (1/Masse molaire) Chaque sel peu soluble est définie par une constante d’équilibre appelé constante de solubilité notée Ks ABsolide An+ + Bn- t=0 Cs 0 0 teq Cs - S S S Ks = [An+] . [Bn-] = S . S = S2 d’où S = (Ks)1/2

AnBm solide n Am+ + m Bn- Hg2Cl2 solide Hg22+ + 2 Cl- t=0 Cs 0 0 Dans le cas général: pour un sel de formule AnBm AnBm solide n Am+ + m Bn- t=0 Cs 0 0 teq Cs - S n.S m.S Ks = [Am+]n . [Bn-]m = (nS)n . (mS)m = nn . mm . S(n+m) Exemple 1 : calcul de la solubilité S du sel Hg2Cl2 avec Ks = 1,4.10-18 Hg2Cl2 solide Hg22+ + 2 Cl- t=0 Cs 0 0 teq Cs - S S 2S Ks = [Hg22+] . [Cl-]2 = S . (2S)2 = 4.S3 d’où S = (Ks/4)1/3 mol/L

Quelques paramètres qui influent sur la solubilité Effet de la température: La plupart des sels peu solubles sont endothermique (absorbe de la chaleur). Donc, ce sont des équilibres qui nécessitent un chauffage pour augmenter la dissolution des sels. Selon la loi de Van’t Hoff et de Lechatelier: Si T augmente entraine un déplacement de l’équilibre hétérogène dans le sens endothermique (le sens direct).

Mg(OH)2 solide Mg2+ + 2 OH- 2) Effet du pH: Certains sels peu solubles peuvent mettre en jeu un échange des ions H3O+ ou OH-. Ce qui peut influer sur l’équilibre de la dissolution de ce sel. Exemple: Mg(OH)2 est un sel peu soluble (Ks = 5,6.10-12). Donc sa dissolution libère des ions OH-selon l’équilibre: Mg(OH)2 solide Mg2+ + 2 OH- Ks = [Mg2+] . [OH-]2 Donc: Selon la loi de Lechatelier: Si on favorise la dissolution du sel (la solubilité augmente dans le sens 1), on doit diminuer [OH-], ce qui donne un pH = 14 + Log [OH-] qui diminue

3) l’effet d’ion commun: Ag2SO4 Solvant: eau On obtient la solubilité S Ag+ SO42- Sel restant non dissout Na2SO4 est un sel totalement soluble Ag+ SO42- On a un ion commun entre les deux sels c’est SO42- Na+ SO42- Comment déterminer la nouvelle solubilité S’ ?

Ag2SO4 solide 2Ag+ + SO42- Na2SO4 solide 2Ag+ + SO42- t=0 Cs 0 0 teq Cs - S 2S S Ks = [Ag+]2 . [SO42-] = (2S)2 . S Donc : S = (Ks/4)1/3 mol/L = 1,44.10-2 mol/L Quand on ajoute une solution saline de Na2SO4 (totalement soluble dans l’eau) de concentration 1 M, on a la réaction: Na2SO4 solide 2Ag+ + SO42- t=0 C 0 0 tf 0 2C C Donc on [SO42-]totale = [SO42-] Ag2SO4 + [SO42-] Na2SO4 = S’ + C Ks = [Ag+]’2 . [SO42-]’ = (2S’)2 . (S’+C) Si S’<<<<C on aura: Ks = (2S’)2 . C D’où : S’ = (Ks /4.C) 1/2 mol/L = 1,73.10-3 mol/L

Conclusion: S’< S donc on peut dire que l’effet d’ion commun diminue la solubilité et déplace l’équilibre dans le sens 2. Ce résultat confirme la loi de Lechatelier: L’augmentation de la concentration d’un produit entraine un déplacement de l’équilibre dans le sens de sa diminution. Dans notre cas, on augmente la concentration de SO42- , ce qui entraine un déplacement de l’équilibre dans le sens 2. Le sens de la diminution de la solubilité.

Réactions compétitives Si on mélange dans une solution aqueuse, plusieurs sels susceptibles d’être dissouts, on peut déterminer le sel qui peut se dissoudre le premier et celui qui se dissout le dernier. Sel 1 (Ks1) Sel 4 (Ks4) Sel 3 (Ks3) Sel 2 (Ks2) Qui se précipite le premier ? Le principe est simple. Il faut déterminer la solubilité S de chaque sel (S1, S2, S3, S4) puis on les compare: Si : S1<S2<S3<S4, on dira que le solide qui se solubilise le plus est le premier à se former, c’est-à-dire le sel 4 (S la plus élevée)

Précipitation: C’est un phénomène inverse de la dissolution d’un sel. Dans ce cas, on mélange des ions An+ et Bn- pour tenter de former le sel AB. Cette méthode ne conduit pas systématiquement à la formation du sel car cela dépend d’un autre paramètre si il est comparé à la constante de solubilité Ks. Ce paramètre c’est le produit ionique Pi. Exemple: An+ + Bn- ABsolide Avec Pi = [An+] . [Bn-] La détermination de la constante se fait hors équilibre à partir de la concentration des ions mélangés dès le départ.

On obtient 3 possibilités: Si Pi <Ks les solution n’est pas saturée et on obtient une dissolution du sel AB Si Pi > Ks on a une précipitation Si Pi = Ks la solution est saturée, on obtient un équilibre entre le sel et les ions qui le forme Exemple: Déterminer le pH du début de la précipitation du sel Cr(OH)3 si on mélange des ions Cr3+ de concentration 10-3 M avec OH- sachant que Ks = 6,3.10-31. Réponse: Pi  Ks, …… [Cr3+].[OH-]3  Ks d’où : [OH-]  (Ks/[Cr3+])1/3 [OH-]  8,57.10-10 mol/L pH =14+Log [OH-]  4,93 c’est le début de la précipitation.