Équilibres en solution aqueuse : Précipitation et complexation

1. $K_s$ (Produit de solubilité) : C'est une constante d'équilibre qui dépend uniquement de la température. Elle indique la tendance d'un solide à se dissoudre.
2. $s$ (Solubilité) : C'est la concentration maximale de soluté dissous (en mol/L). Elle peut changer selon le milieu (présence d'autres ions, pH), alors que $K_s$ reste fixe.
3. Relation : On calcule $s$ à partir de $K_s$ en utilisant le tableau d'avancement de la réaction de dissolution.

💡 À retenir : $K_s$ est une caractéristique du solide, $s$ est une performance de dissolution dans un milieu donné.

Pour savoir s'il y a précipitation, suivez ces étapes :

1. Calculez les concentrations initiales des ions dans le mélange final (attention à la dilution : $C_{final} = \frac{C \cdot V}{V_{total}}$).
2. Calculez le quotient de réaction initial $Q_{r,i}$ en multipliant ces concentrations (avec les puissances si nécessaire).
3. Comparez $Q_{r,i}$ avec $K_s$ :
   • Si $Q_{r,i} > K_s$, il y a formation d'un précipité.
   • Si $Q_{r,i} \leq K_s$, il n'y a pas de précipité.

💡 À retenir : Le précipité apparaît dès que le produit des concentrations dépasse la limite imposée par $K_s$.

1. Précipité : C'est une phase solide qui tombe au fond du récipient ou rend la solution trouble.
2. Complexe : C'est une entité soluble (en général) qui reste en solution aqueuse. C'est une structure moléculaire où des ligands entourent un ion central.
3. Observation : Un précipité se voit à l'œil nu comme un dépôt, alors qu'un complexe change souvent la couleur de la solution mais celle-ci reste limpide.

💡 À retenir : Précipité = Solide ; Complexe = Espèce dissoute complexe.

C'est une application directe de la loi de Le Chatelier (ou du quotient de réaction) :

1. Soit l'équilibre $AgCl(s) \rightleftharpoons Ag^+ + Cl^-$.
2. Si on ajoute des ions $Cl^-$ (venant de $NaCl$ par exemple), le quotient de réaction $Q_r = [Ag^+][Cl^-]$ augmente.
3. Pour rétablir l'équilibre ($Q_r = K_s$), le système doit consommer les ions en excès.
4. La réaction se déplace vers la gauche (formation de solide), donc la quantité de solide dissous diminue.

💡 À retenir : L'ajout d'un ion déjà présent "pousse" l'équilibre vers la forme solide.

1. Équation : $Mg(OH)_2 (s) \rightleftharpoons Mg^{2+} + 2 OH^-$.
2. Tableau d'avancement : $[Mg^{2+}] = s$ et $[OH^-] = 2s$.
3. Expression de $K_s$ : $K_s = [Mg^{2+}] \cdot [OH^-]^2$.
4. Remplacement : $K_s = s \cdot (2s)^2 = 4s^3$.
5. Résultat : $s = \sqrt[3]{\frac{K_s}{4}}$.

💡 À retenir : N'oubliez pas d'élever le coefficient $2$ au carré à l'intérieur et à l'extérieur de la parenthèse.

1. Un ligand est une molécule ou un ion possédant au moins un doublet non liant.
2. Un ligand monodentate se lie une seule fois à l'ion central (ex: $Cl^-$, $NH_3$).
3. Un ligand bidentate possède deux sites de fixation et peut établir deux liaisons simultanées avec le même ion central (ex: ion éthylènediamine).

💡 À retenir : "Denta" signifie dent ; c'est le nombre de points d'attache du ligand sur l'ion central.

1. Par définition, $pK_s = -\log(K_s)$, donc $K_s = 10^{-pK_s}$.
2. Plus le $pK_s$ est grand, plus le $K_s$ est petit.
3. Plus le $K_s$ est petit, moins le solide est soluble (pour des types de sels identiques).

💡 À retenir : Un $pK_s$ élevé signifie que le solide est très peu soluble (très stable sous forme solide).

1. Un hydroxyde a pour formule $M(OH)_n$. Son équilibre est : $M(OH)_n \rightleftharpoons M^{n+} + n OH^-$.
2. Si le pH diminue (milieu acide), les ions $H_3O^+$ réagissent avec $OH^-$ pour former de l'eau.
3. La concentration en $OH^-$ diminue, ce qui déplace l'équilibre vers la droite (dissolution).
4. La solubilité augmente donc en milieu acide.

💡 À retenir : Les hydroxydes sont plus solubles à pH acide qu'à pH basique.

1. C'est le nombre total de liaisons de coordination établies entre l'ion central et les ligands.
2. Dans $[Cu(NH_3)_4]^{2+}$, l'indice est 4 car il y a 4 molécules de $NH_3$ liées au cuivre.
3. Dans $[Fe(CN)_6]^{3-}$, l'indice est 6.

💡 À retenir : L'indice de coordination définit la géométrie du complexe (tétraédrique, octaédrique, etc.).

1. Oui, c'est la "redissolution" d'un précipité par complexation.
2. Exemple : Si on ajoute de l'ammoniac $NH_3$ sur un précipité de $AgCl$, les ions $Ag^+$ sont capturés pour former le complexe $[Ag(NH_3)_2]^+$.
3. Cela diminue la concentration en $Ag^+$ libre, ce qui force le précipité $AgCl$ à se dissoudre pour compenser.

💡 À retenir : La formation d'un complexe stable peut "consommer" les ions d'un précipité et le faire disparaître.

1. La solubilité molaire s'exprime en $mol \cdot L^{-1}$.
2. On peut aussi utiliser la solubilité massique $s_m$ en $g \cdot L^{-1}$.
3. La relation est : $s_m = s \cdot M$, où $M$ est la masse molaire du composé.

💡 À retenir : Toujours vérifier si l'exercice demande la solubilité molaire ou massique.

1. On regarde leurs constantes de formation $K_f$ (ou $\beta$).
2. Le complexe qui a le $K_f$ le plus grand est le plus stable (il se forme plus facilement et se décompose moins).
3. On peut aussi comparer les $pK_d$ : le plus grand $pK_d$ correspond au complexe le plus stable.

💡 À retenir : Plus la constante de formation est élevée, plus l'équilibre est déplacé vers le complexe.