Réactions de précipitation et solubilité

1. La solubilité ($s$) est une concentration maximale (mol/L) d'un soluté dans un solvant.
2. Le produit de solubilité ($K_s$) est une constante thermodynamique sans unité qui dépend uniquement de la température.

💡 À retenir : $K_s$ est la constante de l'équilibre, $s$ est la quantité de matière dissoute à l'équilibre.

1. Écris l'équation de dissolution.
2. Exprime les concentrations des ions en tenant compte de la concentration initiale de l'ion commun apporté par le sel ajouté.
3. Remplace dans $K_s = [M^+][X^-]$ et résous l'équation (souvent une équation du 2nd degré).

💡 À retenir : L'ion commun diminue toujours la solubilité par rapport à l'eau pure.

Non, $K_s$ ne dépend que de la température. Si tu ajoutes de l'eau, le système va se déplacer pour dissoudre plus de solide afin de maintenir le rapport des concentrations égal à $K_s$, mais la valeur de la constante reste fixe.

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

1. Calcule les concentrations molaires des ions dans le mélange final (attention à la dilution : $C_f = \frac{C_i V_i}{V_{total}}$).
2. Calcule le quotient de réaction $Q_r$ avec ces concentrations.
3. Compare $Q_r$ à $K_s$.

💡 À retenir : Précipitation si $Q_r > K_s$.

$K_s$ est une constante thermodynamique sans unité (grandeur adimensionnelle), car elle est définie à partir des activités des espèces en solution.

💡 À retenir : Ne jamais mettre d'unité à $K_s$.

C'est l'effet d'ion commun. La présence d'un ion déjà présent dans le sel déplace l'équilibre de dissolution vers la gauche (principe de Le Chatelier), favorisant la formation du solide.

💡 À retenir : Plus il y a d'ions communs, moins le sel est soluble.

Non, la solubilité est relative. Certains sels sont très solubles, d'autres très peu (dits "insolubles"). En chimie, on considère qu'un sel précipite dès que sa limite de saturation est atteinte.

💡 À retenir : La solubilité est une propriété spécifique à chaque composé.

1. Calcule le nombre de moles $n = \frac{m}{M}$ (masse molaire).
2. Divise par le volume $V$ de la solution pour obtenir la concentration $s = \frac{n}{V}$ en mol/L.

💡 À retenir : $s = \frac{m}{M \cdot V}$.

Pour les solides et les liquides, l'influence de la pression sur la solubilité est négligeable dans les conditions normales de laboratoire.

💡 À retenir : On ne considère que l'effet de la température.

La variation dépend du signe de l'enthalpie de dissolution ($\Delta H_{sol}$). Si la dissolution est endothermique, $K_s$ augmente avec la température.

💡 À retenir : La solubilité augmente généralement avec la température pour la plupart des sels.

C'est une solution où le soluté est en équilibre avec sa phase solide. On ne peut plus dissoudre de soluté supplémentaire à cette température.

💡 À retenir : À saturation, $Q_r = K_s$.

L'équation est $Ca_3(PO_4)_2(s) \rightleftharpoons 3Ca^{2+} + 2PO_4^{3-}$. Donc $K_s = [Ca^{2+}]^3 \cdot [PO_4^{3-}]^2$.

💡 À retenir : Les coefficients stoechiométriques deviennent des exposants.