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INTERVENTION DES RÉACTIONS DE COMPLEXATION
manifestée par l’apparition d’un trouble de la solution (ceci est dû au caractère basique de
l’ammoniac). Un excès d’ammoniac permet de redissoudre le précipité selon :
AgOH (s) + 2 NH 3
=
HO
−
+ [Ag(NH 3 ) 2 ]
+ .
La solution redevient limpide (ceci est alors dû aux propriétés complexantes de l’ammoniac).
Notons que le réactif de TOLLENS permet d’identifier la présence de la fonction
aldéhyde (rôle réducteur des aldéhydes) par formation d’un miroir d’argent (l’argent
(I) est réduit en argent métallique).
3.3 Généralisation, écriture de la réaction prépondérante
La possibilité de complexation accroît la solubilité d’un solide. La réaction prépondérante
de redissolution est établie en écrivant d’une part l’équilibre de solubilité du solide fournissant les ions constitutifs en solution, et d’autre part la réaction de complexation de l’un
des ions constitutifs du solide. L’équation-bilan de la réaction prépondérante est obtenue en
sommant ces deux équations. On parle de réaction prépondérante généralisée. Ainsi dans
le cas de la redissolution de AgCl(s), le solide est engagé dans l’équilibre de solubilité :
AgCl (s)
=
Ag
+
+ Cl
−
de constante d’équilibre K s et l’ion Ag
+ est susceptible de réagir avec l’ammoniac NH 3 selon :
Ag
+
+ 2 NH 3
=
[Ag(NH 3 ) 2 ]
+
de constante d’équilibre β 2 . Une nouvelle espèce chimique (l’ammoniac NH 3 ) assure le passage en solution d’un des ions du solide (Ag
+ sous forme [Ag(NH 3 ) 2 ] + ). Comme β 2 K s ,
l’ion Ag
+ est une espèce en très faible quantité dans le milieu (excès d’ammoniac), le processus chimique est décrit par la somme des deux équations :
AgCl (s) + 2 NH 3
=
[Ag(NH 3 ) 2 ]
+
+ Cl
−
de constante d’équilibre K ◦
T = β 2 K s . Il s’agit de la réaction prépondérante de redissolution
du précipité, un bilan de matière sur cet équilibre permet de résoudre les exercices portant
sur les phénomènes de redissolution. De façon générale, si un processus (complexation ici)
permet de consommer l’une des espèces dissoutes intervenant dans l’équilibre de solubilité,
une loi de modération permet de comprendre le déplacement de l’équilibre dans le sens de
formation des espèces dissoutes. Ainsi la solubilité est augmentée.
3.4 Application : solubilité en milieu complexant
Le but de cette application est de calculer la solubilité du solide AgCl(s) dans une solution
concentrée d’ammoniac (de concentration c 0 = 1 mol·L −1 ). Le pK s de AgCl(s) est fourni à
298 K : 9,7. Par ailleurs l’ion Ag
+ forme avec l’ammoniac NH 3 le complexe [Ag(NH 3 ) 2 ] +
(avec la constante globale de formation β 2 = 10 7,2 ). Il convient ici de traduire la réaction de
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manifestée par l’apparition d’un trouble de la solution (ceci est dû au caractère basique de
l’ammoniac). Un excès d’ammoniac permet de redissoudre le précipité selon :
AgOH (s) + 2 NH 3
=
HO
−
+ [Ag(NH 3 ) 2 ]
+ .
La solution redevient limpide (ceci est alors dû aux propriétés complexantes de l’ammoniac).
Notons que le réactif de TOLLENS permet d’identifier la présence de la fonction
aldéhyde (rôle réducteur des aldéhydes) par formation d’un miroir d’argent (l’argent
(I) est réduit en argent métallique).
3.3 Généralisation, écriture de la réaction prépondérante
La possibilité de complexation accroît la solubilité d’un solide. La réaction prépondérante
de redissolution est établie en écrivant d’une part l’équilibre de solubilité du solide fournissant les ions constitutifs en solution, et d’autre part la réaction de complexation de l’un
des ions constitutifs du solide. L’équation-bilan de la réaction prépondérante est obtenue en
sommant ces deux équations. On parle de réaction prépondérante généralisée. Ainsi dans
le cas de la redissolution de AgCl(s), le solide est engagé dans l’équilibre de solubilité :
AgCl (s)
=
Ag
+
+ Cl
−
de constante d’équilibre K s et l’ion Ag
+ est susceptible de réagir avec l’ammoniac NH 3 selon :
Ag
+
+ 2 NH 3
=
[Ag(NH 3 ) 2 ]
+
de constante d’équilibre β 2 . Une nouvelle espèce chimique (l’ammoniac NH 3 ) assure le passage en solution d’un des ions du solide (Ag
+ sous forme [Ag(NH 3 ) 2 ] + ). Comme β 2 K s ,
l’ion Ag
+ est une espèce en très faible quantité dans le milieu (excès d’ammoniac), le processus chimique est décrit par la somme des deux équations :
AgCl (s) + 2 NH 3
=
[Ag(NH 3 ) 2 ]
+
+ Cl
−
de constante d’équilibre K ◦
T = β 2 K s . Il s’agit de la réaction prépondérante de redissolution
du précipité, un bilan de matière sur cet équilibre permet de résoudre les exercices portant
sur les phénomènes de redissolution. De façon générale, si un processus (complexation ici)
permet de consommer l’une des espèces dissoutes intervenant dans l’équilibre de solubilité,
une loi de modération permet de comprendre le déplacement de l’équilibre dans le sens de
formation des espèces dissoutes. Ainsi la solubilité est augmentée.
3.4 Application : solubilité en milieu complexant
Le but de cette application est de calculer la solubilité du solide AgCl(s) dans une solution
concentrée d’ammoniac (de concentration c 0 = 1 mol·L −1 ). Le pK s de AgCl(s) est fourni à
298 K : 9,7. Par ailleurs l’ion Ag
+ forme avec l’ammoniac NH 3 le complexe [Ag(NH 3 ) 2 ] +
(avec la constante globale de formation β 2 = 10 7,2 ). Il convient ici de traduire la réaction de
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