L’essentiel du cours 765
Les ions Ca
2+ , Mg
2+ et CO
2–
3
présents dans les eaux naturelles sont issus de la dissolution de
roches calcaires avec lesquelles l’eau est entrée en contact. Cependant, les concentrations observées
sont généralement inférieures à la solubilité car l’eau n’est pas saturée. Par ailleurs, l’ion Ca
2+ ,
pour n’en citer qu’un, peut provenir aussi du sulfate de calcium CaSO 4 (gypse).
De quoi dépend la solubilité d’un solide ?
(1) La solubilité dépend de la température du solvant dans lequel le solide est dissous.
La solubilité d’un solide dépend de la valeur du produit de solubilité K s . Or, comme toute
constante d’équilibre, K s est une grandeur adimensionnelle dépendant de la température. Dans
la plupart des cas, la solubilité augmente avec la température mais le carbonate de calcium est
une exception.
(2) La solubilité dépend de la composition de la solution en ions constitutifs du solide.
Déterminons la solubilité s
du carbonate de calcium dans de l’eau contenant déjà des ions
carbonate résultant, par exemple, d’une dissolution de carbonate de magnésium telle que
CO
2–
3
0
= c = 2,6 · 10
−3 mol · L
−1 .
CaCO 3 (s)
=
Ca
2+ (aq) + CO
2–
3 (aq)
à l’état initial
existe
0
c
à l’équilibre
existe
s
c + s
La loi de l’équilibre chimique s’écrit
Ca
2+
CO
2–
3
= K s (CaCO 3 ) soit s
(c + s
) = K s (CaCO 3 ).
Si on néglige s
par rapport à c (ce qui est pertinent étant donné les ordres de grandeur), nous
obtenons s
c K s soit s
K s
c
= 1,9 · 10
−6 mol · L
−1 , à comparer à 7,1 · 10
−5 mol · L
−1 pour la
solubilité dans l’eau pure. La présence des ions carbonate a fait chuter la solubilité du carbonate
de calcium. C’est l’effet d’ions communs.
(3) La solubilité dépend du pH de la solution aqueuse si l’un des ions constitutifs du solide
présente un caractère acido-basique.
Déterminons le lien entre la solubilité s du carbonate de calcium et le pH de la solution.
Précédemment, nous avons utilisé à l’équilibre :
s =
Ca
2+
=
CO
2–
3
avec K s =
Ca
2+
CO
2–
3
Cependant, si l’on considère le caractère basique de CO
2–
3 , il faut prendre en compte le fait que
certains ions carbonate peuvent se trouver transformés en ions hydrogénocarbonate HCO
–
3 ou
en acide carbonique H 2 CO 3 par le jeu des réactions acido-basiques avec l’eau.
Dorénavant, nous devons donc utiliser :
(29.1)
s =
Ca
2+
=
CO
2–
3
+ [HCO
–
3 ] + [H 2 CO 3 ]
(29.2)
avec K s =
Ca
2+
CO
2–
3
= s
CO
2–
3
Or, d’après le chapitre 28, nous possédons l’outil diagramme de prédominance :
pH
pK a1 = 6,3
pK a2 = 10,3
H 2 CO 3
HCO
–
3
CO
2–
3
avec K a1 =
[HCO
–
3 ] h
[H 2 CO 3 ]
, K a2 =
CO
2–
3
h
[HCO
–
3 ]
et K a1 K a2 =
CO
2–
3
h
2
[H 2 CO 3 ]
où h =
H 3 O
+
.
© Dunod. Toute reproduction non autorisée est un délit.
partagelivrescpge.blogspot.com
Les ions Ca
2+ , Mg
2+ et CO
2–
3
présents dans les eaux naturelles sont issus de la dissolution de
roches calcaires avec lesquelles l’eau est entrée en contact. Cependant, les concentrations observées
sont généralement inférieures à la solubilité car l’eau n’est pas saturée. Par ailleurs, l’ion Ca
2+ ,
pour n’en citer qu’un, peut provenir aussi du sulfate de calcium CaSO 4 (gypse).
De quoi dépend la solubilité d’un solide ?
(1) La solubilité dépend de la température du solvant dans lequel le solide est dissous.
La solubilité d’un solide dépend de la valeur du produit de solubilité K s . Or, comme toute
constante d’équilibre, K s est une grandeur adimensionnelle dépendant de la température. Dans
la plupart des cas, la solubilité augmente avec la température mais le carbonate de calcium est
une exception.
(2) La solubilité dépend de la composition de la solution en ions constitutifs du solide.
Déterminons la solubilité s
du carbonate de calcium dans de l’eau contenant déjà des ions
carbonate résultant, par exemple, d’une dissolution de carbonate de magnésium telle que
CO
2–
3
0
= c = 2,6 · 10
−3 mol · L
−1 .
CaCO 3 (s)
=
Ca
2+ (aq) + CO
2–
3 (aq)
à l’état initial
existe
0
c
à l’équilibre
existe
s
c + s
La loi de l’équilibre chimique s’écrit
Ca
2+
CO
2–
3
= K s (CaCO 3 ) soit s
(c + s
) = K s (CaCO 3 ).
Si on néglige s
par rapport à c (ce qui est pertinent étant donné les ordres de grandeur), nous
obtenons s
c K s soit s
K s
c
= 1,9 · 10
−6 mol · L
−1 , à comparer à 7,1 · 10
−5 mol · L
−1 pour la
solubilité dans l’eau pure. La présence des ions carbonate a fait chuter la solubilité du carbonate
de calcium. C’est l’effet d’ions communs.
(3) La solubilité dépend du pH de la solution aqueuse si l’un des ions constitutifs du solide
présente un caractère acido-basique.
Déterminons le lien entre la solubilité s du carbonate de calcium et le pH de la solution.
Précédemment, nous avons utilisé à l’équilibre :
s =
Ca
2+
=
CO
2–
3
avec K s =
Ca
2+
CO
2–
3
Cependant, si l’on considère le caractère basique de CO
2–
3 , il faut prendre en compte le fait que
certains ions carbonate peuvent se trouver transformés en ions hydrogénocarbonate HCO
–
3 ou
en acide carbonique H 2 CO 3 par le jeu des réactions acido-basiques avec l’eau.
Dorénavant, nous devons donc utiliser :
(29.1)
s =
Ca
2+
=
CO
2–
3
+ [HCO
–
3 ] + [H 2 CO 3 ]
(29.2)
avec K s =
Ca
2+
CO
2–
3
= s
CO
2–
3
Or, d’après le chapitre 28, nous possédons l’outil diagramme de prédominance :
pH
pK a1 = 6,3
pK a2 = 10,3
H 2 CO 3
HCO
–
3
CO
2–
3
avec K a1 =
[HCO
–
3 ] h
[H 2 CO 3 ]
, K a2 =
CO
2–
3
h
[HCO
–
3 ]
et K a1 K a2 =
CO
2–
3
h
2
[H 2 CO 3 ]
où h =
H 3 O
+
.
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