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16 • Dissolution – Précipitation – Complexation en solution aqueuse
Exercice 16.16 Précipitation d’un hydroxyde
Quel volume d’ammoniac NH 3 (g), mesuré à 0 °C et sous 1 bar, faut-il
dissoudre dans 100 litres d’une solution 1,5.10 –2 M de nitrate de magnésium
Mg(NO 3 ) 2 pour précipiter 99 % de magnésium sous forme d’hydroxyde
Mg(OH) 2 ?
Solution
■ L’ammoniac n’intervient pas directement dans la formation de l’hydroxyde : quel est
son rôle ?
La formation de l’hydroxyde se caractérise par l’équation stœchiométrique :
Mg 2ϩ (aq) ϩ 2 HO – ϭ Mg (OH) 2 (s).
L’hydroxyde précipite effectivement si le produit ionique [Mg 2ϩ ] [HO – ] 2 est supérieur au
produit de solubilité de Mg(OH) 2 (K s ϭ 1,82.10 –11 ).
La concentration naturelle des ions HO – dans l’eau (1.10 –7 mol.L –1 ) est beaucoup trop faible,
mais si on introduit une base dans la solution, [HO – ] peut devenir assez grand pour que la précipitation ait lieu. Or l’ammoniac est une base (faible), qui réagit avec l’eau ; l’équation stœchiométrique de cette réaction s’écrit :
NH 3 ϩ H 2 O ϭ NH 4
ϩ ϩ HO –
Il faut d’abord déterminer la valeur de [HO – ] à atteindre et la valeur correspondante du pH, puis
calculer la quantité d’ammoniac nécessaire pour atteindre ce pH.
➤ Concentration finale de Mg 2ϩ
Mg(OH) 2 solide qui aura précipité sera en équilibre avec une solution dans laquelle [Mg 2ϩ ] aura
été réduit à 1/100 de sa valeur initiale, soit 1,5.10 –2 mol.L –1 ϫ 0,01 ϭ 1,5.10 –4 mol.L –1 .
➤ Concentration en HO – et pH
On aura :
[Mg 2ϩ ] [HO – ] 2 ϭ 1,5.10 –4 ϫ [HO – ] 2 ϭ 1,82.10 –11
d’où
c(HO – ) ϭ 3,48.10 –4 mol.L –1
[H 3 O ϩ ] ϭ 1.10 –14 / 3,48.10 –4 ϭ 2,87.10 –11
pH ϭ – log 10 [H 3 O ϩ ] ϭ 10,5.
La relation liant la concentration c o de l’ammoniac dans la solution et le pH est pH ϭ 7 ϩ (pK a
ϩ log 10 [c o ])/2, le pK a à utiliser étant celui du couple NH 4
ϩ / NH 3 (9,2). On trouve c o ϭ 6,3.10 –3
mol.L –1 .
Cette concentration étant à réaliser dans 100 litres de solution, il faut utiliser 6,3.10 –3 mol.L –1 ϫ
100 L ϭ 6,3.10 –1 mol d’ammoniac soit :
• en masse : 17 g.mol –1 ϫ 6,3.10 –1 mol Ϸ 11 g
• en volume : 22,7 L.mol –1 ϫ 6,3.10 –1 ϭ 14 L (à 0 °C, sous 1 bar) de NH 3 (g).
Exercice 16.17 Précipitation et redissolution d’hydroxyde
On mélange 100 mL d’une solution d’ammoniac NH 3 2,0 M et 100 mL d’une
solution de chlorure de magnésium MgCl 2 0,02 M.
a) Quelle est la masse du précipité qui se forme ?
b) Si on ajoute dans la solution contenant ce précipité du chlorure d’ammonium NH 4 Cl, on peut provoquer sa redissolution. Quelle masse minimale de
16 • Dissolution – Précipitation – Complexation en solution aqueuse
Exercice 16.16 Précipitation d’un hydroxyde
Quel volume d’ammoniac NH 3 (g), mesuré à 0 °C et sous 1 bar, faut-il
dissoudre dans 100 litres d’une solution 1,5.10 –2 M de nitrate de magnésium
Mg(NO 3 ) 2 pour précipiter 99 % de magnésium sous forme d’hydroxyde
Mg(OH) 2 ?
Solution
■ L’ammoniac n’intervient pas directement dans la formation de l’hydroxyde : quel est
son rôle ?
La formation de l’hydroxyde se caractérise par l’équation stœchiométrique :
Mg 2ϩ (aq) ϩ 2 HO – ϭ Mg (OH) 2 (s).
L’hydroxyde précipite effectivement si le produit ionique [Mg 2ϩ ] [HO – ] 2 est supérieur au
produit de solubilité de Mg(OH) 2 (K s ϭ 1,82.10 –11 ).
La concentration naturelle des ions HO – dans l’eau (1.10 –7 mol.L –1 ) est beaucoup trop faible,
mais si on introduit une base dans la solution, [HO – ] peut devenir assez grand pour que la précipitation ait lieu. Or l’ammoniac est une base (faible), qui réagit avec l’eau ; l’équation stœchiométrique de cette réaction s’écrit :
NH 3 ϩ H 2 O ϭ NH 4
ϩ ϩ HO –
Il faut d’abord déterminer la valeur de [HO – ] à atteindre et la valeur correspondante du pH, puis
calculer la quantité d’ammoniac nécessaire pour atteindre ce pH.
➤ Concentration finale de Mg 2ϩ
Mg(OH) 2 solide qui aura précipité sera en équilibre avec une solution dans laquelle [Mg 2ϩ ] aura
été réduit à 1/100 de sa valeur initiale, soit 1,5.10 –2 mol.L –1 ϫ 0,01 ϭ 1,5.10 –4 mol.L –1 .
➤ Concentration en HO – et pH
On aura :
[Mg 2ϩ ] [HO – ] 2 ϭ 1,5.10 –4 ϫ [HO – ] 2 ϭ 1,82.10 –11
d’où
c(HO – ) ϭ 3,48.10 –4 mol.L –1
[H 3 O ϩ ] ϭ 1.10 –14 / 3,48.10 –4 ϭ 2,87.10 –11
pH ϭ – log 10 [H 3 O ϩ ] ϭ 10,5.
La relation liant la concentration c o de l’ammoniac dans la solution et le pH est pH ϭ 7 ϩ (pK a
ϩ log 10 [c o ])/2, le pK a à utiliser étant celui du couple NH 4
ϩ / NH 3 (9,2). On trouve c o ϭ 6,3.10 –3
mol.L –1 .
Cette concentration étant à réaliser dans 100 litres de solution, il faut utiliser 6,3.10 –3 mol.L –1 ϫ
100 L ϭ 6,3.10 –1 mol d’ammoniac soit :
• en masse : 17 g.mol –1 ϫ 6,3.10 –1 mol Ϸ 11 g
• en volume : 22,7 L.mol –1 ϫ 6,3.10 –1 ϭ 14 L (à 0 °C, sous 1 bar) de NH 3 (g).
Exercice 16.17 Précipitation et redissolution d’hydroxyde
On mélange 100 mL d’une solution d’ammoniac NH 3 2,0 M et 100 mL d’une
solution de chlorure de magnésium MgCl 2 0,02 M.
a) Quelle est la masse du précipité qui se forme ?
b) Si on ajoute dans la solution contenant ce précipité du chlorure d’ammonium NH 4 Cl, on peut provoquer sa redissolution. Quelle masse minimale de