Équilibres en solution aqueuse : Précipitation et complexation

1. Ecris l'équation : $M_aX_b \rightleftharpoons aM + bX$.
2. Exprime les concentrations : $[M] = a \cdot s$ et $[X] = b \cdot s$.
3. Remplace dans $K_s = (as)^a \cdot (bs)^b$.
4. Isole $s$ : $s = \sqrt[a+b]{\frac{K_s}{a^a \cdot b^b}}$.

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

Non, $K_s$ (produit de solubilité) est une constante thermodynamique qui ne dépend que de la température. Si tu ajoutes de l'eau, tu dilues les ions, mais le produit des concentrations à l'équilibre reste égal à $K_s$.

💡 À retenir : $K_s$ ne change qu'avec la température.

La complexation consomme les ions libres $M^{n+}$ en solution. Selon le principe de Le Chatelier, le système va chercher à compenser cette perte en dissolvant davantage de précipité $M_aX_b$.

💡 À retenir : La complexation favorise la dissolution d'un précipité.

1. Calcule le produit des concentrations initiales $Q_r = [M^{n+}]_0^a \cdot [X^{m-}]_0^b$.
2. Compare $Q_r$ avec $K_s$.
3. Si $Q_r > K_s$, le précipité se forme. Si $Q_r \leq K_s$, rien ne se passe.

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

Pas forcément. Une valeur élevée de $\beta$ indique que le complexe est très stable. Si $\beta$ est faible, le complexe est peu stable et se dissocie facilement en ions libres.

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

Si l'anion du sel est une base faible (ex: $CO_3^{2-}$), l'ajout d'acide $H_3O^+$ consomme cet anion. La réaction de dissolution est alors déplacée vers la droite pour compenser, ce qui augmente la solubilité.

💡 À retenir : Un milieu acide augmente la solubilité des sels d'anions basiques.

En général, les complexes formés en solution aqueuse sont solubles. Cependant, il existe des cas où le complexe lui-même peut précipiter s'il atteint sa limite de solubilité.

💡 À retenir : La complexation est souvent utilisée pour dissoudre des précipités.

Parce que les constantes $K_s$ et $\beta$ sont définies par rapport aux activités des espèces en solution. En solution diluée, l'activité est assimilable à la concentration molaire.

💡 À retenir : On travaille en mol/L pour simplifier les calculs.

Oui, comme toute constante d'équilibre, $K_s$ dépend de la température. La dissolution est souvent endothermique, donc $K_s$ augmente généralement avec la température.

💡 À retenir : La solubilité augmente souvent avec la chaleur.

Il faut utiliser l'expression de $\beta$ : $\beta = \frac{[ML_n]}{[M][L]^n}$. Tu connais la concentration totale de métal et celle du ligand, tu résous l'équation pour trouver $[M]$.

💡 À retenir : Utilise toujours la constante de formation.

Oui. Si tu ajoutes un ion déjà présent dans la solution (ex: ajouter $Cl^-$ à une solution saturée de $AgCl$), le quotient de réaction $Q_r$ devient supérieur à $K_s$, ce qui force la précipitation.

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

Si la constante de formation $\beta$ est très grande (ex: $10^{20}$), on considère que la réaction est quasi-totale. On peut alors faire un bilan de matière comme pour une réaction totale.

💡 À retenir : Si $\beta$ est très grand, la réaction est considérée comme totale.