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16 • Dissolution – Précipitation – Complexation en solution aqueuse
Exercice 16.1 Définition du produit de solubilité
Quelle est l’expression des produits de solubilité, K s , des composés ioniques
suivants ?
a) BaF 2
d) PbCrO 4
g) AlPO 4
j) Pb(OH) 4
b) CuCl
e) Cd(OH) 2
h) Ba 3 (AsO 4 ) 2
k) ZnS
c) Ag 2 SO 4
f) Bi 2 S 3
i) AgSCN
l) Ca 3 (PO 4 ) 2
Solution
Même si vous êtes capable de répondre en appliquant une recette, il n’est pas inutile de vous
rappeler que le produit de solubilité est la constante d’équilibre d’une réaction. Cette réaction est
la dissolution dans l’eau d’un composé ionique, qui y subit une dissociation accompagnée de la
solvatation des ions formés. Exemple :
Ag 2 CO 3 (s)
2 Ag ϩ (aq) ϩ CO 3
2– (aq).
Les deux réactions opposées se produisent simultanément jusqu’à l’obtention d’un équilibre : à
ce moment là, les concentrations des ions en solution n’augmentent plus, la solution est saturée.
L’état d’équilibre n’existe qu’en présence de la phase solide.
L’activité relative du solide (corps pur) étant égale à 1, l’application de la loi d’action des masses
(loi de Guldberg et Waage) à cet équilibre conduit à l’expression simple :
K s ϭ [Ag ϩ ] 2 [CO 3
2– ]
Le seul problème est donc de savoir comment les composés cités se dissocient en solution
(quelle est la nature des ions formés). Dans la plupart des cas, le meilleur guide est d’identifier le
métal et son ion le plus stable, compte-tenu de sa configuration électronique (c’est-à-dire de sa
place dans la classification périodique). Mais parfois c’est l’anion qui est évident (par exemple
HO – pour les hydroxydes).
a) [Ba 2ϩ ] [F – ] 2
e) [Cd 2ϩ ] [HO – ] 2
i) [Ag ϩ ] [SCN – ]
b) [Cu ϩ ] [Cl – ]
f) [Bi 3ϩ ] 2 [S 2– ] 3
j) [Pb 4ϩ ] [HO – ] 4
c) [Ag ϩ ] 2 [SO 4
2– ]
g) [Al 3ϩ ] [PO 4
3– ]
k) [Zn 2ϩ ] [S 2– ]
d) [Pb 2ϩ ] [CrO 4
2– ]
h) [Ba 2ϩ ] 3 [AsO 4
3– ] 2
l) [Ca 2ϩ ] 3 [PO 4
3– ] 2
Exercice 16.2 Solubilité – Équilibre solide-solution
La solubilité du sulfate de calcium CaSO 4 est de 4,90.10 –3 mol.L –1 .
A) On introduit 500 mg de sulfate de calcium dans un litre d’eau ;
a. Quelle est la concentration molaire des ions Ca 2ϩ et SO 4
2– dans la
solution ?
b. Le produit de ces deux concentrations donne-il la valeur du produit de solubilité du sulfate de calcium ?
c. Que deviennent ces concentrations, si l’on ajoute à la solution 1 litre d’eau
pure ?
B) Les réponses à ces trois questions sont-elles les mêmes que précédemment
si l’on introduit dans 1 litre d’eau,
a. 666 mg de sulfate de calcium ?
b. 1,50 g de sulfate de calcium ?
c. 1,00 g de sulfate de calcium ?
Æ
Æ
16 • Dissolution – Précipitation – Complexation en solution aqueuse
Exercice 16.1 Définition du produit de solubilité
Quelle est l’expression des produits de solubilité, K s , des composés ioniques
suivants ?
a) BaF 2
d) PbCrO 4
g) AlPO 4
j) Pb(OH) 4
b) CuCl
e) Cd(OH) 2
h) Ba 3 (AsO 4 ) 2
k) ZnS
c) Ag 2 SO 4
f) Bi 2 S 3
i) AgSCN
l) Ca 3 (PO 4 ) 2
Solution
Même si vous êtes capable de répondre en appliquant une recette, il n’est pas inutile de vous
rappeler que le produit de solubilité est la constante d’équilibre d’une réaction. Cette réaction est
la dissolution dans l’eau d’un composé ionique, qui y subit une dissociation accompagnée de la
solvatation des ions formés. Exemple :
Ag 2 CO 3 (s)
2 Ag ϩ (aq) ϩ CO 3
2– (aq).
Les deux réactions opposées se produisent simultanément jusqu’à l’obtention d’un équilibre : à
ce moment là, les concentrations des ions en solution n’augmentent plus, la solution est saturée.
L’état d’équilibre n’existe qu’en présence de la phase solide.
L’activité relative du solide (corps pur) étant égale à 1, l’application de la loi d’action des masses
(loi de Guldberg et Waage) à cet équilibre conduit à l’expression simple :
K s ϭ [Ag ϩ ] 2 [CO 3
2– ]
Le seul problème est donc de savoir comment les composés cités se dissocient en solution
(quelle est la nature des ions formés). Dans la plupart des cas, le meilleur guide est d’identifier le
métal et son ion le plus stable, compte-tenu de sa configuration électronique (c’est-à-dire de sa
place dans la classification périodique). Mais parfois c’est l’anion qui est évident (par exemple
HO – pour les hydroxydes).
a) [Ba 2ϩ ] [F – ] 2
e) [Cd 2ϩ ] [HO – ] 2
i) [Ag ϩ ] [SCN – ]
b) [Cu ϩ ] [Cl – ]
f) [Bi 3ϩ ] 2 [S 2– ] 3
j) [Pb 4ϩ ] [HO – ] 4
c) [Ag ϩ ] 2 [SO 4
2– ]
g) [Al 3ϩ ] [PO 4
3– ]
k) [Zn 2ϩ ] [S 2– ]
d) [Pb 2ϩ ] [CrO 4
2– ]
h) [Ba 2ϩ ] 3 [AsO 4
3– ] 2
l) [Ca 2ϩ ] 3 [PO 4
3– ] 2
Exercice 16.2 Solubilité – Équilibre solide-solution
La solubilité du sulfate de calcium CaSO 4 est de 4,90.10 –3 mol.L –1 .
A) On introduit 500 mg de sulfate de calcium dans un litre d’eau ;
a. Quelle est la concentration molaire des ions Ca 2ϩ et SO 4
2– dans la
solution ?
b. Le produit de ces deux concentrations donne-il la valeur du produit de solubilité du sulfate de calcium ?
c. Que deviennent ces concentrations, si l’on ajoute à la solution 1 litre d’eau
pure ?
B) Les réponses à ces trois questions sont-elles les mêmes que précédemment
si l’on introduit dans 1 litre d’eau,
a. 666 mg de sulfate de calcium ?
b. 1,50 g de sulfate de calcium ?
c. 1,00 g de sulfate de calcium ?
Æ
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