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Équilibre de précipitation-dissolution

LycéeChimiePrécipitation ou dissolution d’une dose finie à partir des bilans analytiques ioniques et des produits de solubilité en concentration fixés à 25 °C

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À propos de cette expérience

Mélangez des solutions ioniques ou ajoutez une dose finie de solide à de l’eau, avec éventuellement un ion commun. Mesurez les ions dissous et le solide restant à l’équilibre, en tenant compte de la stœchiométrie correcte des sels qui libèrent deux anions.

Objectifs pédagogiques

  • Comparez le produit ionique initial au produit de solubilité.
  • Tenez compte de l’épuisement stœchiométrique pendant la précipitation.
  • Distinguez l’équilibre saturé avec un excès de solide de la dissolution complète d’une dose finie.

Comment l’utiliser

  1. 1Commencez avec des ions argent et ajoutez la solution de chlorure par petites quantités.
  2. 2Après le mélange, relevez les concentrations à l’équilibre du précipité et des ions libres.
  3. 3Comparez le fluorure de calcium à un sel de proportion un pour un et examinez le terme du fluorure au carré.
  4. 4Passez au mode dissolution, éliminez le fond dû à l’ion commun, ajoutez-le à nouveau et comparez la quantité de solide restante.

Le modèle

Le modèle utilise une stœchiométrie de l’anion de un ou deux.
Ici, s représente la concentration des unités formulaires stockées dans la phase solide.
La condition de complémentarité à l’équilibre prend en compte à la fois les solutions non saturées et une phase solide en excès.

Hypothèses

  • Valeurs pédagogiques à 25 °C : AgCl, 1,8 fois dix puissance moins dix ; BaSO4, 1,1 fois dix puissance moins dix ; et CaF2, 3,9 fois dix puissance moins onze.
  • Les concentrations remplacent les activités. La complexation, les réactions secondaires acido-basiques et les changements de polymorphe du solide sont omis.
  • Le mode dissolution commence avec 100 mL d’eau ; le mode mélange inclut les volumes des deux solutions mères. Les masses de solide sont déterminées par conservation, et non par un comptage visuel des grains.
  • L’équilibre est supposé atteint après chaque ajout. L’apparence des grains est agrandie et ne représente ni la nucléation ni la vitesse de sédimentation.

À essayer en classe

  1. Q1Pourquoi une dissolution complète peut-elle laisser Q inférieur à Ksp ?
  2. Q2Pourquoi l’ajout du même anion affecte-t-il différemment le fluorure de calcium et le chlorure d’argent ?

Foire aux questions

Un Ksp faible signifie-t-il toujours une solubilité molaire inférieure à celle d’un autre sel ?

Non. La stœchiométrie modifie la manière dont la solubilité molaire intervient dans le produit ionique. Comparez les équations de dissolution ainsi que les valeurs numériques de Ksp.

La précipitation élimine-t-elle tous les ions ?

Non. À l’équilibre, lorsqu’une phase solide est présente, les concentrations dissoutes restent non nulles et satisfont au produit de solubilité.