Equilibres de solubilité
Equilibres de solubilité
8. APPLICATION DU PRINCIPE DE LE CHATELIER AUX ÉQUILIBRES DE SOLUBILITÉ
 |
RÔLE DU pH |
La solubilité d'un solide ionique peut être modifiée par le pH de la solution :
a. Cas des hydroxydes métalliques :
Le pH intervient sur la solubilité de ces hydroxydes, car les ions H3O+ et OH- participent directement à l'équilibre de dissolution :
Exemple : La solubilité de l'hydroxyde de magnésium Mg(OH)2 (Ks = [Mg2+][OH-]2 = 1,8.10-11) dépend de la concentration en ions OH-, qui est elle-même fonction du pH de la solution.
- Faisons le calcul de S à pH = 10
S = [Mg2+] = Ks/[OH-]2
à partir de la relation [ H3O+] [OH-] = 1,0.10-14, nous trouvons
à pH = 10 [H3O+] = 10 -pH = 1,0.10-10 mol/L S = 1,8.10-11 /(1,0.10-4 )2
[OH-] = 1,0.10-14/1,0.10-10 = 1,0.10-4 mol/L
S = 1,8.10-3 mol/L
- Faisons le calcul de S à pH = 9
S = [Mg2+] = Ks /[OH-]2
à partir de la relation [ H3O+] [OH-] = 1,0.10-14 , nous trouvons
à pH = 9 [ H3O+] = 10 -pH = 1,0.10-9 mol/L S = 1,8.10-11 /(1,0.10-5 )2
[OH-] = 1,0.10-14/1,0.10-9 = 1,0.10-5 mol/L
S = 1,8.10-1 mol/L 1,8.10-1 mol/L > 1,8.10-3 mol/L
La solubilité de Mg(OH)2 est donc plus élevée à pH = 9 qu'à pH= 10.
En conclusion,
|
Si le pH diminue :
|
Si le pH augmente :
|
b. Cas des sels d'acides faibles :
Le pH intervient sur la solubilité de ces sels car les ions H3O+ déterminent la concentration d'espèces qui participent à l'équilibre de dissolution, par le jeu d'équilibres acido-basiques.
Les sels d'acides faibles sont plus solubles dans des solutions acides que dans des solutions neutres ou basiques.
Exemple : la solubilité de l'acétate d'argent dépend de la concentration des ions acétate qui dépend elle-même de la concentration des ions H3O+.
L'équation qui décrit l'équilibre de dissolution de l'acétate d'argent est
CH3COOAg (s ) 
CH3COO- (aq ) + Ag+(aq )
Il faut garder à l'esprit que CH3COO- est la base conjuguée d'un acide faible et qu'une fraction de cet ion est amenée à réagir avec H3O+ (aq ) pour former de l'acide acétique non dissocié comme le montre l'équation suivante.
CH3COO-(aq ) + H3O+ (aq ) CH3COOH (aq ) + H2O (l )
dont la constante d'équilibre K vaut 1/Ka= 1/ 1,8.10-5= 5,5.104
De sorte que l'addition de H3O+ (aq ) à une solution aqueuse qui est en équilibre avec CH3COOAg (s ) diminue la concentration de CH3COO- (aq ) et provoque le déplacement de l'équilibre de solubilisation de la gauche vers la droite, ce qui aboutit à une augmentation de la solubilité de l'acétate d'argent.
c. Exemple numérique :
Calculer la solubilité molaire de l'acétate d'argent dans une solution tamponnée à pH = 4,0.
Les équilibres en présence sont ceux vus précédemment, c'est à dire :
CH3COOAg (s ) CH3COO- (aq ) + Ag+(aq ) dont le Ks est donné par :
Ks = [Ag+][CH3COO-] = 4,0.10-3(1)
et CH3COO- (aq ) + H3O+ (aq ) CH3COOH (aq ) + H2O (l )
dont la constante d'équilibre K est donnée par :
(2)
La solubilité S de CH3COOAg est égale à la concentration des ions Ag+à l'équilibre
S = [Ag+]
d'autre part
S = [CH3COO-] + [CH3COOH] (3)
puisqu'une partie des ions CH3COO- provenant de la dissolution de CH3COOAg est transformée en CH3COOH.
Pour calculer S, faut rechercher les valeurs de [CH3COO-] et [CH3COOH]
De l'expression de K (2) on tire :
ce qui donne K [ H3O+]= [CH3COOH]/[CH3COO-] = 10/1,8 = 5,6
et [CH3COOH] = 5,6 [CH3COO-]
S = [CH3COO-] + [CH3COOH]
S = [CH3COO-] + 5,6 [CH3COO-]
S = 6,6 [CH3COO-][CH3COO-] = S /6,6 et [Ag+] = S
Ks = [Ag+][CH3COO-] = 4,0.10-3
Ks = S x S /6,6 = 4,0.10-3
S 2 = 4,0.10-3 x 6,6
S = (4,0.10-3 x 6,6 )1/2
S = 0,16 mol/L à pH = 4
Dans l'eau pure, la solubilité de CH3COOAg est donnée par:
S= (Ks)1/2 et vaut (4,0.10-3 )1/2 = 0,063 mol/L
S = 0,063 mol/L dans l'eau pure
La solubilité de CH3COOAg est donc plus grande à pH = 4 que dans l'eau pure.
En conclusion,
|
Si le pH diminue :
|
Si le pH augmente :
|