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CHAPITRE
Dissolution
et précipitation
L’essentiel du cours
Les eaux naturelles contiennent souvent des ions (Ca
2+ , Mg
2+ , CO
2–
3 , etc.). D’où viennent-ils ?
Quels sont leurs effets ?
Contexte
1 Réactions de dissolution
Ces ions proviennent de la dissolution de roches calcaires dans les eaux naturelles. Le calcaire
est une roche sédimentaire, constituée principalement de carbonate de calcium (CaCO 3 ) et de
carbonate de magnésium (MgCO 3 ), qui sont deux solides ioniques.
Un solide ionique est un assemblage neutre ordonné de cations C
p+ et d’anions A
q– . Au contact
d’un solvant, une partie du solide peut se dissoudre en se dissociant en cations et anions :
C m A n (s) = mC
p+
(aq) + nA
q– (aq)
Il s’agit d’une réaction de dissolution. S’il reste du solide à l’équilibre, la solution est dite
saturée et la condition d’équilibre s’écrit :
C
p+
m [A
q– ]
n = K s
La constante d’équilibre K s est le produit de solubilité du solide C m A n . On définit aussi :
pK s = − log K s .
Définition : Dissolution d’un solide ionique et produit de solubilité
L’électroneutralité du solide impose mp = nq.
Il s’agit de l’application de la loi de l’équilibre chimique énoncée dans le chapitre 26
avec a solide = 1 et a ion = [ion] /c
◦ où c
◦ = 1 mol · L
−1 et [ion] en mol · L
−1 . Ainsi, la
condition d’équilibre
C
p+
m [A
q– ]
n = K s est valable à l’équilibre donc en présence
du précipité avec des concentrations exprimées en mol · L
−1 .
Dans le cas des eaux naturelles, les réactions de dissolution et les produits de solubilité s’écrivent :
CaCO 3 (s) = Ca
2+ (aq) + CO
2–
3 (aq) et MgCO 3 (s) = Mg
2+ (aq) + CO
2–
3 (aq) avec à l’équilibre
Ca
2+
CO
2–
3
= K s (CaCO 3 ) = 5,0 · 10
−9 (pK s = 8,3) et
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