16.17 Précipitation et redissolution d’hydroxyde
265
© Dunod – La photocopie non autorisée est un délit.
chlorure d’ammonium solide faut-il y introduire pour que cette redissolution
soit complète ?
c) Comment pourrait-on empêcher la formation d’un précipité d’hydroxyde
lors du mélange des deux solutions ?
D’après D. Plouin.
Solution
■ Il ne peut être question de chercher les résultats chiffrés demandés sans savoir exactement ce qui se passe.
• Quelle est la nature du précipité obtenu en mélangeant les deux solutions ? Quel est
le rôle de l’ammoniac ?
• Pourquoi l’addition ultérieure de chlorure d’ammonium dans la solution provoque-telle la redissolution du précipité ? (une aide : quelle propriété particulière possède un
mélange d’ammoniac et de chlorure d’ammonium du point de vue acidobasique ? )
Une solution d’ammoniac est basique et le précipité est constitué d’hydroxyde de magnésium
Mg(OH) 2 , dont la solubilité dépend du pH, car il détermine la valeur de [HO – ] [Ex. 16.16].
Le mélange NH 3 /NH 4 Cl (en fait NH 3 /NH 4
ϩ ) est un mélange-tampon [Ex. 15.15], dont le pH
varie peu avec sa composition, autour de la valeur pH ϭ pK a ϭ 9,2. L’addition du chlorure
d’ammonium provoque la dissolution du précipité parce qu’elle abaisse le pH de la solution.
a) Les concentrations initiales, après le mélange des solutions mais avant la précipitation, sont
deux fois plus faibles que dans les solutions séparées, puisque le volume a doublé :
[NH 3 ] ϭ 1,0 mol.L –1 et [Mg 2ϩ ] ϭ 1,0.10 –2 mol.L –1 .
Le pH (celui d’une solution de base faible, avec pK a ϭ 9,2 et c o ϭ 1,0 mol.L –1 ) est :
pH ϭ 7 ϩ pK a ϩ log 10 [c o ] ϭ 11,6
donc
[H 3 O ϩ ] ϭ 2,5.10 –12
et
[HO – ] ϭ 1.10 –14 / 2,5.10 –12 ϭ 4,0.10 –3
Le produit de solubilité de Mg(OH) 2 étant K s ϭ 1,82.10 –11 , la concentration des ions Mg 2ϩ
restant en équilibre avec le précipité, est :
Dans 1 litre, contenant initialement 1.10 –2 mol d’ions Mg 2ϩ , il en précipite donc 1.10 –2 –
1,1.10 –6 Ϸ 1.10 –2 mol, et dans 200 mL, il en a précipité 1.10 –2 mol / 5 ϭ 2.10 –3 mol. La masse
molaire de l’hydroxyde étant 58 g.mol –1 , la masse du précipité est 58 g.mol –1 ϫ 2.10 –3 mol ϭ
0,12 g.
Ne pouvait-on pas parvenir à ce résultat plus simplement ?
Étant donné la très faible solubilité de l’hydroxyde, attestée par la valeur de son produit de solubilité, et la concentration en ammoniac, correspondant a priori à un pH relativement élevé, on
pouvait prévoir que la précipitation du magnésium serait pratiquement complète (ce que
confirme le calcul).
b) Il faut d’abord déterminer le pH à atteindre pour que la dissolution soit totale, puis calculer la
composition du mélange-tampon assurant cette valeur du pH (en fait, la concentration en ammoniac est fixée à 1 mol.L –1 et seule celle des ions NH 4
ϩ est à déterminer).
1
2
-- -
1
2
-- -
Mg
2+
[
]
K s
HO
–
[
] 2
----------------- -
1,82.10
–11
4,0.10
–3
(
)
2
-------------------------1,1.10
–6
=
=
=
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© Dunod – La photocopie non autorisée est un délit.
chlorure d’ammonium solide faut-il y introduire pour que cette redissolution
soit complète ?
c) Comment pourrait-on empêcher la formation d’un précipité d’hydroxyde
lors du mélange des deux solutions ?
D’après D. Plouin.
Solution
■ Il ne peut être question de chercher les résultats chiffrés demandés sans savoir exactement ce qui se passe.
• Quelle est la nature du précipité obtenu en mélangeant les deux solutions ? Quel est
le rôle de l’ammoniac ?
• Pourquoi l’addition ultérieure de chlorure d’ammonium dans la solution provoque-telle la redissolution du précipité ? (une aide : quelle propriété particulière possède un
mélange d’ammoniac et de chlorure d’ammonium du point de vue acidobasique ? )
Une solution d’ammoniac est basique et le précipité est constitué d’hydroxyde de magnésium
Mg(OH) 2 , dont la solubilité dépend du pH, car il détermine la valeur de [HO – ] [Ex. 16.16].
Le mélange NH 3 /NH 4 Cl (en fait NH 3 /NH 4
ϩ ) est un mélange-tampon [Ex. 15.15], dont le pH
varie peu avec sa composition, autour de la valeur pH ϭ pK a ϭ 9,2. L’addition du chlorure
d’ammonium provoque la dissolution du précipité parce qu’elle abaisse le pH de la solution.
a) Les concentrations initiales, après le mélange des solutions mais avant la précipitation, sont
deux fois plus faibles que dans les solutions séparées, puisque le volume a doublé :
[NH 3 ] ϭ 1,0 mol.L –1 et [Mg 2ϩ ] ϭ 1,0.10 –2 mol.L –1 .
Le pH (celui d’une solution de base faible, avec pK a ϭ 9,2 et c o ϭ 1,0 mol.L –1 ) est :
pH ϭ 7 ϩ pK a ϩ log 10 [c o ] ϭ 11,6
donc
[H 3 O ϩ ] ϭ 2,5.10 –12
et
[HO – ] ϭ 1.10 –14 / 2,5.10 –12 ϭ 4,0.10 –3
Le produit de solubilité de Mg(OH) 2 étant K s ϭ 1,82.10 –11 , la concentration des ions Mg 2ϩ
restant en équilibre avec le précipité, est :
Dans 1 litre, contenant initialement 1.10 –2 mol d’ions Mg 2ϩ , il en précipite donc 1.10 –2 –
1,1.10 –6 Ϸ 1.10 –2 mol, et dans 200 mL, il en a précipité 1.10 –2 mol / 5 ϭ 2.10 –3 mol. La masse
molaire de l’hydroxyde étant 58 g.mol –1 , la masse du précipité est 58 g.mol –1 ϫ 2.10 –3 mol ϭ
0,12 g.
Ne pouvait-on pas parvenir à ce résultat plus simplement ?
Étant donné la très faible solubilité de l’hydroxyde, attestée par la valeur de son produit de solubilité, et la concentration en ammoniac, correspondant a priori à un pH relativement élevé, on
pouvait prévoir que la précipitation du magnésium serait pratiquement complète (ce que
confirme le calcul).
b) Il faut d’abord déterminer le pH à atteindre pour que la dissolution soit totale, puis calculer la
composition du mélange-tampon assurant cette valeur du pH (en fait, la concentration en ammoniac est fixée à 1 mol.L –1 et seule celle des ions NH 4
ϩ est à déterminer).
1
2
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1
2
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Mg
2+
[
]
K s
HO
–
[
] 2
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1,82.10
–11
4,0.10
–3
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2
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