Equilibres de solubilité
Equilibres de solubilité
6. APPLICATION DU PRINCIPE DE LE CHATELIER AUX ÉQUILIBRES DE SOLUBILITÉ
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EFFET D'ION COMMUN |
La solubilité d'un solide ionique est diminuée lorsqu'un ion commun est présent dans la solution.
Par ion commun, nous entendons un ion qui est commun à deux substances dans un même mélange.
La solubilité d'un composé ionique AmBn est diminuée en présence d'ions Ax+ ou By- apportés par un autre composé.
L'ion "commun" peut se trouver déjà en solution avant la dissolution de AmBn, ou être introduit dans une solution saturée de AmBn, où il provoque un déplacement de l'équilibre dans le sens de la précipitation.
Considérons l'exemple du bromate d'argent dans une solution aqueuse qui contient du bromate de sodium, lequel est un électrolyte fort, soluble.
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NaBrO3 est complètement dissocié :
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NaBrO3 (aq )  Na+ (aq ) + BrO3- (aq ) (1) |
| L'équilibre de dissolution de AgBrO3 (s ) est représenté par : | AgBrO3 (s )  Ag+ (aq ) + BrO3- (aq ) (2) |
Les ions BrO3- (aq ) proviennent de deux sources
- d'une part, du NaBrO3 qui est présent dès le départ dans la solution lequel est complètement dissocié en Na+ (aq ) et en BrO3- (aq ),
- et d'autre part du AgBrO3 (s ) qui se dissout.
L'ion BrO3- est appelé un "ion commun"
La présence de cet ion commun a pour effet de diminuer la solubilité de AgBrO3.
L'effet d'ion commun se comprend aisément à l'aide du principe de Le Chatelier.
En effet, toute augmentation de la concentration de BrO3-(aq ) (par exemple, à la suite de l'ajout de NaBrO3, qui est un électrolyte fort), a pour effet de déplacer l'équilibre de solubilisation de la droite vers la gauche, ce qui dès lors, se traduit par une diminution de la solubilité deAgBrO3(s) .
Plus la valeur de [BrO3-] à l'équilibre est élevée, plus la valeur de [Ag+] devra être faible, étant donné que le produit [Ag+] [BrO3-] doit égaler 5,8.10 -5 à l'équilibre à 25° C.
De même, toute augmentation de la concentration de Ag+ (aq ) (par exemple, en ajoutant du AgBrO3 qui est soluble dans l'eau), déplacera également l'équilibre de solubilisation de la droite vers la gauche, ce qui impliquera une diminution de la solubilité de AgBrO3 (s ) .
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L'effet d'ion commun relatif à AgBrO3 (s ) est illustré dans le graphique animé ci-contre qui décrit la solubilité de AgBrO3 (s ) dans l'eau en fonction de la concentration en ions BrO3- . On constate que la solubilité de AgBrO3 (s ) est diminuée à la suite de l'ajout d'ions BrO3- .
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Exemples numériques :
1° Soit à calculer la solubilité du bromate d'argent dans une solution aqueuse à 25° C = 0,10 mol/L en bromate de sodium.
STRATÉGIE
- Écrire l'équation de l'équilibre de dissolution :
AgBrO3 (s )
- Écrire l'expression et la valeur de Ks
Ks = [Ag+ ] [BrO3-]= 5,8.10-5 à 25° C. (1)
La relation précédente reste valable, quelle que soit l'origine des espèces présentes dans la solution, et les concentrations ioniques qui apparaissent sont les concentrations totales des ions.
- Écrire l'équation d'ionisation du sel très soluble et identifier l'ion commun
NaBrO3 (aq ) Na+ (aq ) + BrO3- (aq )
Dans le cas de AgBrO3 dissous dans une solution de NaBrO3 (aq ) 0,10 mol/L, les ions Ag+ (aq ) proviennent uniquement du AgBrO3 (s ) qui se dissout.
La concentration [Ag+ ] est donc égale à la solubilité S de AgBrO3 .
Les ions BrO3- (aq ), par contre, proviennent de deux sources :
- d'une part, du NaBrO3 qui est présent dès le départ dans la solution et qui est complètement dissocié en Na+(aq ) et en BrO3- (aq ),
- et d'autre part du AgBrO3 (s ) qui se dissout.
L'ion BrO3- est donc l'ion commun.
Les ions Na+ (aq ) qui proviennent du NaBrO3 (aq ) sont des ions spectateurs et n'interviendront donc dans aucun des calculs à suivre
- Établir la relation entre S et les concentrations des ions dissous
Si on désigne par S , la solubilité du AgBrO3 (s ) dans la solution de NaBrO3 (aq ) , on a alors :
| [Ag+ ] = S | et | [BrO3-] = S + 0,10 |
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Calculer S en fonction de sa relation avec Ks
Si on substitue les deux égalités précédentes dans l'expression du Ks
[Ag+ ] [BrO3-] = 5,8.10 -5, on obtient alors :
S (S +0,10) = 5,8.10-5 (2)
Etant donné que AgBrO3 (s ) n'est que peu soluble dans l'eau pure, on doit s'attendre à ce que la valeur de S dans l'équation (2) soit petite.
De fait, la plus grande valeur que S pourrait atteindre est celle de la solubilité de AgBrO3 (s ) dans l'eau pure qui vaut (5,8.10 -5) 1/2, soit 7,6.10 -3 mol/L . ( Remarquons que 7,6.10 -3 est déjà presque 100 fois plus petit que 0,10).
De plus, en vertu du principe de Le Chatelier, l'augmentation de la concentration totale en ions BrO3- par l'apport d'ions BrO3- provenant de NaBrO3 (aq ) déplacera l'équilibre de solubilisation de la droite vers la gauche.
Il s'en suit que la concentration des ions BrO3- (aq ) provenant de AgBrO3 (s ), ainsi que celle des ions Ag+ (aq ) seront encore plus faibles.
Il est donc permis de négliger S vis à vis de 0,10 ; l'équation (2) devient alors
S x 0,10 = 5,8.10 -5
S = 5,8.10-5 /0,10
La très faible valeur de [Ag+ ] justifie la supposition que S = [Ag+] << 0,10 mol/ l. En guise de contrôle, si on substitue S = 5,8.10-4 dans l'équation (2), on constate que celle-ci est bien vérifiée.
Nous constatons que l'ion commun BrO3-(aq ) a bien eu pour effet de diminuer la solubilité de AgBrO3 (s ).
La solubilité de AgBrO3 (s ) dans l'eau pure est égale à 7,6.10-3 mol/L , soit près de 103 fois supérieure à sa solubilité dans une solution de NaBrO3 (aq ) 0,1 mol/L, qui est 5,8.10-4 mol/L (voir graphique) .
- 2° Soit à calculer la solubilité (en mol/L) de l'iodate de cuivre(II) (Ks= 7,4.10-8) dans une solution aqueuse qui contient 0,20 mol/L de perchlorate de cuivre(II), lequel est très soluble dans l'eau.
La résolution de ce problème est présenté sous forme d'animation.
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