La précipitation est donc observée si : ([M ] x
/ [H ] >
d ’o ù : [H"]<(^M^]xK^)/ K,
soit : pH > pK^ - pK^ - log[M" ]
Déterminons le pH de début de précipitation de l’hydroxyde d ’argent Ag(OHX
pour une solution contenant Ag"^ à une concentration de 10"^ mol • L"', sachant que
pKXAg{OU\^) = 7,6.
L’équilibre précipitation/dissolution de Ag(OH)^ est le suivant :
[ A g 'L x[O H "].
Ag(OHX ^ Ag-+OH-donc K, =-------- ^
(C )
Le pH de début de précipitation est par conséquent : pH > pK^ - pK^ - log[Ag^]
Application numérique : pH = 14 - 7,6 - (-2) = 8,4.
^ 11 y aura donc précipitation pour pH > 8,4.
^
Z .
O
V
U
(U
X
UJ
■a
O
c
=3
Q
«JD
t H
O
CM
(y)
x:
ai
>Q .
O
U
M Cas général d’un hydroxyde de type
En faisant un raisonnement similaire, on montre que le pH de début de précipitation est :
p H = p K , - ^ - j l o g [ M ^ * ]
b
b
3. Effet de la température
La loi de Van’t Hoff, permettant de relier la variation de la constante d’un équilibre à la
température est présentée dans la fiche 115.
Dans le cas de l’équilibre de solubilité :
d (In
O
Fiche 115
dT
R T ‘
( 1)
La relation de Van’t Hoff montre que l’évolution de
avec la température est différente selon que la dissolution est endothermique ou exothermique :
d(liiA :„)
• Cas d ’une dissolution endothermique :
> 0, alors, —
^ >0:
augmente
avec la température et la solubilité également. Dans ce cas, une augmentation de température favorise la dissolution du sel.
d ( l n ^ „ )
• Cas d ’une dissolution exothermique :
< 0 alors
d r
< 0 : ATj diminue
donc avec la température et la solubilité également. Dans ce cas, une augmentation
de température diminue la solubilisation du sel.
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