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Équilibres de solubilité – Ks, effet d’ion commun et pH

ChimieCinétique et équilibre16–17 ans

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Une solution saturée d’un sel peu soluble (AgCl, PbI₂, Ca(OH)₂, Mg(OH)₂, CaCO₃, BaSO₄), avec une vue agrandie de l’équilibre dynamique entre le cristal et ses ions. Calculez la solubilité molaire à partir de Ks en respectant la stœchiométrie, ajoutez de l’eau ou du solide, dissolvez le sel dans une solution contenant un ion commun ou dans un tampon de pH, et suivez l’évolution sur une courbe de solubilité. Sur l’écran de mélange, comparez Q à Ks pour prévoir la formation d’un précipité et calculez sa masse.

Leçon : Équilibres de solubilité – produit de solubilité Ks, solubilité molaire, effet d’ion commun, influence du pH et prévision d’une précipitation

Ce qu’elle montre

Dans une solution saturée, un solide ionique peu soluble est en équilibre dynamique avec ses ions : les ions quittent le cristal aussi vite qu’ils s’y fixent. Le produit de solubilité Ks est le produit des concentrations des ions, chacune élevée à son coefficient : la solubilité molaire dépend donc de la formule, s = √Ks pour AgCl mais s = ∛(Ks/4) pour PbI₂. Ajouter un ion commun déplace l’équilibre vers le solide et diminue la solubilité. Abaisser le pH dissout les hydroxydes et les carbonates, car H⁺ consomme OH⁻ ou CO₃²⁻. Quand on mélange deux solutions, un précipité se forme seulement si Q dépasse Ks.

Mode d’emploi

Choisissez un Sel. Dans l’onglet Solution saturée, réglez le Volume de liquide et le Solide ajouté, ou utilisez + 50 mL de liquide et + 0,1 g de solide. Dans Dissoudre dans, choisissez une solution contenant un ion commun et réglez sa concentration. Cochez Maintenir le pH constant (tampon), déplacez le pH, puis changez de Graphique pour comparer. Dans l’onglet Mélanger des solutions, réglez la concentration et le volume de chaque solution, faites votre prévision avec l’échelle de Q et Ks, puis cliquez sur Mélanger.

Paramètres modifiables

  • Écran Solution saturée, Mélanger deux solutions
  • Sel peu soluble AgCl (chlorure d’argent), PbI₂ (iodure de plomb(II)), Ca(OH)₂ (hydroxyde de calcium), Mg(OH)₂ (hydroxyde de magnésium), CaCO₃ (carbonate de calcium), BaSO₄ (sulfate de baryum)
  • Liquide dans lequel le sel est dissous Eau distillée, Solution contenant le cation commun, Solution contenant l’anion commun
  • Concentration de l’ion commun dans le liquide 1e-06–1 mol/L
  • Volume de liquide 50–1000 mL
  • Masse de sel solide ajoutée 0,01–5 g
  • Maintenir le pH constant avec un tampon
  • pH du tampon 0–14
  • Concentration de la solution du cation (mélange) 1e-06–1 mol/L
  • Concentration de la solution de l’anion (mélange) 1e-06–1 mol/L
  • Volume de la solution du cation 10–100 mL
  • Volume de la solution de l’anion 10–100 mL

Questions à explorer

  1. PbI₂ a un Ks plus grand que CaCO₃. Est-il aussi plus soluble, et pourquoi le calcul est-il différent ?
  2. Combien de fois AgCl est-il moins soluble dans le chlorure de sodium à 0,01 mol/L que dans l’eau pure ?
  3. Pourquoi Mg(OH)₂ et CaCO₃ se dissolvent-ils dans un acide, mais pas AgCl ?

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