Équilibres en solution aqueuse : Précipitation et complexation

1. Écris l'équation de dissolution : $A_x B_y \rightarrow xA + yB$.
2. Exprime les concentrations à l'équilibre : $[A] = x \cdot s$ et $[B] = y \cdot s$.
3. Remplace dans $K_s = [A]^x \cdot [B]^y = (xs)^x \cdot (ys)^y$.
4. Isole $s$ : $s = \sqrt[x+y]{\frac{K_s}{x^x \cdot y^y}}$.

💡 À retenir : La solubilité dépend toujours de la stoechiométrie du sel.

Oui, absolument. Comme toute constante d'équilibre chimique, $K_s$ dépend uniquement de la température. En général, la solubilité des sels augmente avec la température, donc $K_s$ augmente aussi.

💡 À retenir : $K_s = f(T)$ uniquement.

1. $K_s$ est une constante thermodynamique propre au sel à une température donnée.
2. $Q_r$ (quotient de réaction) est l'état actuel de ton mélange à un instant $t$.
3. Si $Q_r > K_s$, le système doit diminuer ses concentrations en ions pour revenir à l'équilibre, donc il forme un solide (précipitation).

💡 À retenir : $Q_r$ est l'état instantané, $K_s$ est la limite de saturation.

Plus la constante de formation $\beta$ est grande, plus le complexe est stable. Une valeur de $\beta$ élevée signifie que l'équilibre est très déplacé vers la formation du complexe.

💡 À retenir : $\beta$ grand = complexe très stable.

Oui, par deux moyens principaux :

1. Modification du pH (si l'anion est une base).
2. Ajout d'un ligand qui forme un complexe stable avec l'ion métallique, ce qui diminue la concentration en ion libre et force le solide à se dissoudre.

💡 À retenir : La complexation est un outil puissant pour dissoudre les précipités.

Non, il la diminue. Selon la loi de Le Chatelier, l'ajout d'un ion commun déplace l'équilibre vers la formation du solide pour maintenir $K_s$ constant.

💡 À retenir : L'effet d'ion commun diminue toujours la solubilité.

Il suffit de multiplier la solubilité molaire $s$ (mol/L) par la masse molaire $M$ (g/mol) du composé : $s_{g/L} = s_{mol/L} \times M$.

💡 À retenir : $s(g/L) = s(mol/L) \times M$.

Non, les ions spectateurs ne participent pas à l'équilibre de précipitation. Cependant, dans des solutions très concentrées, ils peuvent modifier l'activité des ions, mais au niveau du programme, on les considère comme sans effet.

💡 À retenir : Seuls les ions constitutifs du sel influencent $K_s$.

Les ligands chélatants forment des cycles avec l'ion central, ce qui rend le complexe beaucoup plus stable qu'avec des ligands monodentés (effet chélate).

💡 À retenir : La chélation augmente la stabilité thermodynamique.

D'un point de vue thermodynamique, dès que $Q_r > K_s$, la précipitation est favorisée. En pratique, il peut y avoir un état de sursaturation temporaire avant que les premiers germes de cristaux n'apparaissent.

💡 À retenir : $Q_r > K_s$ est la condition thermodynamique.

Si la précipitation est considérée comme totale, la concentration de l'ion limitant est négligeable, et on utilise $K_s$ pour calculer la concentration résiduelle de l'autre ion.

💡 À retenir : On utilise le tableau d'avancement puis $K_s$.

Oui, si l'anion du sel est une base faible (ex: $CO_3^{2-}$), une diminution du pH va protoner l'anion, diminuant sa concentration libre et favorisant la dissolution du précipité.

💡 À retenir : pH acide = dissolution des sels basiques.