16.11 Solubilité en milieu acide
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© Dunod – La photocopie non autorisée est un délit.
et
Ag 2 SO 4 (s)
2 Ag ϩ (aq) ϩ SO 4
2– (aq)
(3)
En effet, la réaction (1) est la somme de la réaction opposée de (2) et de la réaction (3) :
CrO 4
2– ϩ 2 Ag ϩ ϭ Ag 2 CrO 4
K ϭ 1/K s (Ag 2 CrO 4 )
Ag 2 SO 4
ϭ 2 Ag ϩ ϩ SO 4
2–
K’ ϭ K s (Ag 2 SO 4 )
Ag 2 SO 4 ϩ CrO 4
2– ϭ Ag 2 CrO 4 ϩ SO 4
2–
K’’ ϭ K.K’
(pour l’expression des constantes d’équilibre K, K’ et K’’, voir les exercices 14.9 et 14.10).
La constante d’équilibre de la réaction globale (1) vaut donc :
K’’ ϭ K s (Ag 2 SO 4 ) / K s (Ag 2 CrO 4 ) ϭ 1,58.10 –5 / 1,12.10 –12 ϭ 1,41.10 7 .
Sa valeur très élevée justifie que la réaction (1) soit totale dans le sens 1 (Æ).
Ag 2 SO 4 est moins insoluble que Ag 2 CrO 4 .
Solubilité en milieu acide
Exercice 16.11
La solubilité du nitrite d’argent AgNO 2 dans l’eau pure est 1,26.10 –2 mol.L –1 ,
mais dans une solution d’acide nitrique de pH égal à 1 elle est 1,59.10 –1
mol.L –1 .
a) Quelle est la raison de cette différence de solubilité ?
b) Comment pourrait-on retrouver par le calcul la valeur de sa solubilité en
milieu acide ?
Solution
■ a) Comment un milieu acide peut-il exercer une influence sur la solubilité du nitrite
d’argent ? Quels ions sont en présence, et quelles réactions peut-il exister entre eux ?
Le nitrite d’argent se dissout et se dissocie en donnant l’équilibre :
AgNO 2 (s)
Ag ϩ (aq) ϩ NO 2
– (aq)
et un accroissement de solubilité correspond à un déplacement de cet équilibre vers la droite,
dont il faut comprendre la raison et le mécanisme.
Un milieu acide est caractérisé par une concentration élevée en ions H 3 O ϩ . Ils sont sans action
sur Ag ϩ , mais on peut imaginer qu’ils réagissent avec l’anion NO 2
– ; cette réaction est-elle
vraisemblable ?
Cette réaction donnerait l’équilibre :
NO 2
– ϩ H 3 O ϩ
HNO 2 ϩ H 2 O
et elle traduirait un certain caractère basique de NO 2
– . Or celui-ci est réel, puisque l’acide
nitreux HNO 2 est un acide faible (Annexe K : K a ϭ 6,3.10 –4 ).
En milieu acide fort, la concentration c(NO 2
– ) est donc plus faible que dans l’eau pure, et la solubilité du nitrite d’argent, mesurée par la valeur de c(Ag ϩ ), est plus grande, puisque le produit
[Ag ϩ ] [NO 2
– ] reste, de toute façon, constant et égal à K s (AgNO 2 ).
■ b) Quels sont les paramètres dont peut dépendre la solubilité du nitrite d’argent en
milieu acide ?
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et
Ag 2 SO 4 (s)
2 Ag ϩ (aq) ϩ SO 4
2– (aq)
(3)
En effet, la réaction (1) est la somme de la réaction opposée de (2) et de la réaction (3) :
CrO 4
2– ϩ 2 Ag ϩ ϭ Ag 2 CrO 4
K ϭ 1/K s (Ag 2 CrO 4 )
Ag 2 SO 4
ϭ 2 Ag ϩ ϩ SO 4
2–
K’ ϭ K s (Ag 2 SO 4 )
Ag 2 SO 4 ϩ CrO 4
2– ϭ Ag 2 CrO 4 ϩ SO 4
2–
K’’ ϭ K.K’
(pour l’expression des constantes d’équilibre K, K’ et K’’, voir les exercices 14.9 et 14.10).
La constante d’équilibre de la réaction globale (1) vaut donc :
K’’ ϭ K s (Ag 2 SO 4 ) / K s (Ag 2 CrO 4 ) ϭ 1,58.10 –5 / 1,12.10 –12 ϭ 1,41.10 7 .
Sa valeur très élevée justifie que la réaction (1) soit totale dans le sens 1 (Æ).
Ag 2 SO 4 est moins insoluble que Ag 2 CrO 4 .
Solubilité en milieu acide
Exercice 16.11
La solubilité du nitrite d’argent AgNO 2 dans l’eau pure est 1,26.10 –2 mol.L –1 ,
mais dans une solution d’acide nitrique de pH égal à 1 elle est 1,59.10 –1
mol.L –1 .
a) Quelle est la raison de cette différence de solubilité ?
b) Comment pourrait-on retrouver par le calcul la valeur de sa solubilité en
milieu acide ?
Solution
■ a) Comment un milieu acide peut-il exercer une influence sur la solubilité du nitrite
d’argent ? Quels ions sont en présence, et quelles réactions peut-il exister entre eux ?
Le nitrite d’argent se dissout et se dissocie en donnant l’équilibre :
AgNO 2 (s)
Ag ϩ (aq) ϩ NO 2
– (aq)
et un accroissement de solubilité correspond à un déplacement de cet équilibre vers la droite,
dont il faut comprendre la raison et le mécanisme.
Un milieu acide est caractérisé par une concentration élevée en ions H 3 O ϩ . Ils sont sans action
sur Ag ϩ , mais on peut imaginer qu’ils réagissent avec l’anion NO 2
– ; cette réaction est-elle
vraisemblable ?
Cette réaction donnerait l’équilibre :
NO 2
– ϩ H 3 O ϩ
HNO 2 ϩ H 2 O
et elle traduirait un certain caractère basique de NO 2
– . Or celui-ci est réel, puisque l’acide
nitreux HNO 2 est un acide faible (Annexe K : K a ϭ 6,3.10 –4 ).
En milieu acide fort, la concentration c(NO 2
– ) est donc plus faible que dans l’eau pure, et la solubilité du nitrite d’argent, mesurée par la valeur de c(Ag ϩ ), est plus grande, puisque le produit
[Ag ϩ ] [NO 2
– ] reste, de toute façon, constant et égal à K s (AgNO 2 ).
■ b) Quels sont les paramètres dont peut dépendre la solubilité du nitrite d’argent en
milieu acide ?