Chapitre 8 • Complexation. Solubilité des composés ioniques
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et
Application numérique : pK A (HSO 4
– /SO 4
2– ) = 1,7 ; [H 3 O + ] = 2,5 mol.L –1 ;
s = 3,54.10 –4 mol.L –1 .
Dans les conditions expérimentales de cet exercice :
Ce qu’il faut retenir de l’exercice 8.7
z Quand l’anion du sel peu soluble est une base très faible, comme l’ion sulfate dans cet
exercice (pK A ≈ 1,7), la solubilité du sel n’est améliorée qu’à condition de dissoudre ce
dernier en milieu acide concentré.
8.8*** Complexer pour dissoudre
Objectif : calculer d’abord la concentration molaire d’ammoniac [NH 3 ] nécessaire pour
solubiliser le précipité de Ag 2 CrO 4 , puis en déduire la masse d’ammoniaque concentrée à ajouter
à 100 mL de solution.
Équilibres de solubilité et de complexation.
Ag 2 CrO 4 (s)
2 Ag
+ (aq) + CrO 4
2– (aq)
Ag
+ (aq) + 2 NH 3 (aq)
[Ag(NH 3 ) 2 ]
+ (aq)
Après l’ajout de la quantité minimale d’ammoniaque permettant la solubilisation du précipité (de
masse 1,66 g dans 100 mL), la concentration de Ag 2 CrO 4 solubilisé est :
s =
c a r M(Ag 2 CrO 4 ) = 331,74 g.mol
–1 .
La concentration d’ions Ag
+ totale dissous est donc : [Ag
+
] = 2 s.
Conservation de la matière.
[CrO 4
2–
] = s
[Ag
+
] = [Ag
+ ] lib + [Ag(NH 3 ) 2
+
] = 2 s
[NH 3 ] = [NH 3 ] lib + 2 [Ag(NH 3 ) 2
+
]
Hypothèse : [Ag
+
] lib << [Ag(NH 3 ) 2
+
]
⇒ [Ag
+
] ≈ [Ag(NH 3 ) 2
+ ] = 2 s
⇒ [NH 3 ] = [NH 3 ] lib + 2 × 2 s = [NH 3 ] lib + 4 s
Pour déterminer [NH 3 ], il faut exprimer [NH 3 ] lib en fonction de s.
[SO 4
2− ] =
K A × [HSO 4
− ]
[H 3 O
+ ]
=
10
−pK A × s
[H 3 O
+ ]
K s =
10
−pK A × s
2
[H 3 O
+ ]
K s =
10
−1,7
× (3,54.10
−4 )
2
2,5
K s = 10 –9
1,66
331,74 × 0,1
= 5.10
−2 mol.L
−1