Réactions de précipitation et complexes en solution aqueuse

1. $K_s$ est une constante thermodynamique qui ne dépend que de la température.
2. $s$ (solubilité) est la quantité maximale de soluté que l'on peut dissoudre dans un volume donné (souvent en mol/L).
3. $s$ dépend du milieu (présence d'ions communs, pH, complexation), alors que $K_s$ reste fixe.

💡 À retenir : $K_s$ est la "loi", $s$ est le "résultat" dans des conditions précises.

1. Écris l'équation de dissolution : $AX(s) \rightleftharpoons A^+ + X^-$.
2. Note la concentration initiale de l'ion commun apporté par un autre sel (ex: $C_0$).
3. Pose $K_s = (s) \cdot (s + C_0)$.
4. Si $s \ll C_0$, alors $K_s \approx s \cdot C_0$, donc $s \approx K_s / C_0$.

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

Oui, en général, la formation d'un complexe soluble permet de dissoudre un précipité. C'est le principe de la complexation pour "nettoyer" des ions métalliques.

💡 À retenir : La complexation est une technique efficace pour dissoudre des précipités.

C'est la constante d'équilibre de la réaction de formation du complexe à partir de l'ion métallique et des ligands en une seule étape.

💡 À retenir : Plus $\beta$ est grand, plus le complexe est stable.

1. Certains ions (comme $OH^-$) participent à l'équilibre de précipitation.
2. En milieu acide, les ions $OH^-$ sont consommés, ce qui déplace l'équilibre de dissolution vers la droite.

💡 À retenir : Le pH modifie la concentration des espèces réactives.

Non, $K_s$ ne change pas car la température est constante. Par contre, la solubilité $s$ peut changer si on modifie la composition du milieu.

💡 À retenir : Seule la température modifie la valeur de $K_s$.

1. Calcule le quotient de réaction $Q_r$ avec les concentrations initiales.
2. Compare $Q_r$ à $K_s$.
3. Si $Q_r > K_s$, le système évolue vers la précipitation.

💡 À retenir : $Q_r > K_s$ signifie précipitation.

Oui, un ion central peut fixer plusieurs ligands successivement ($ML, ML_2, ML_3...$). On parle alors de constantes de formation successives.

💡 À retenir : La formation est souvent progressive.

1. Équation : $A_2B_3(s) \rightleftharpoons 2A^{3+} + 3B^{2-}$.
2. Concentrations : $[A^{3+}] = 2s$ et $[B^{2-}] = 3s$.
3. $K_s = (2s)^2 \cdot (3s)^3 = 4s^2 \cdot 27s^3 = 108s^5$.
4. $s = (K_s / 108)^{1/5}$.

💡 À retenir : Attention aux puissances !

C'est un ligand qui ne possède qu'un seul site de fixation (un seul doublet non liant) pour se lier à l'ion central.

💡 À retenir : Un seul point d'attache.

En thermodynamique, on considère que l'équilibre est atteint instantanément. En cinétique, cela peut varier, mais au programme, on suppose l'équilibre atteint.

💡 À retenir : On travaille en état d'équilibre.

En ajoutant de l'ammoniac ($NH_3$), car il forme le complexe $[Ag(NH_3)_2]^+$, ce qui diminue la concentration en $Ag^+$ et dissout le solide.

💡 À retenir : La complexation est une méthode de dissolution.