Physique-Chimie · 1ère Année Bac — Sciences et Technologies Mécaniques

Réactions de précipitation

Le cours expliqué simplement, les questions que tous les élèves se posent et des exercices type examen national. Programme marocain, gratuit.

📘 Fiche de cours

L'essentiel du cours

Une réaction de précipitation est la formation d'un solide (précipité) lors du mélange de deux solutions ioniques. Le produit de solubilité $K_s$ est la constante d'équilibre de la réaction de dissolution d'un composé ionique solide : $A_aB_b(s) \rightleftharpoons aA^{b+}(aq) + bB^{a-}(aq)$ $K_s = [A^{b+}]^a \times [B^{a-}]^b$ Le critère d'évolution spontanée est le quotient de réaction $Q_r$ .

Si $Q_r > K_s$ : il y a formation d'un précipité.
Si $Q_r = K_s$ : le système est à l'équilibre (solution saturée).
Si $Q_r < K_s$ : aucun précipité ne se forme.

Méthodes à maîtriser

Écrire l'équation de précipitation à partir des ions présents.
Calculer le quotient de réaction initial $Q_{r,i}$ en tenant compte de la dilution lors du mélange : $[X]_{final} = \frac{n_X}{V_{total}}$ .
Comparer $Q_{r,i}$ à $K_s$ pour conclure sur la formation du précipité.

Exemples corrigés

Exemple : Mélange de $10 mL$ de $AgNO_3$ ( $10^{-3} mol/L$ ) et $10 mL$ de $NaCl$ ( $10^{-3} mol/L$ ). $K_s(AgCl) = 10^{-10}$ .

$n(Ag^+) = 10^{-5} mol$ ; $n(Cl^-) = 10^{-5} mol$ .
$V_{total} = 20 mL = 0,02 L$ .
$[Ag^+] = [Cl^-] = \frac{10^{-5}}{0,02} = 5 \times 10^{-4} mol/L$ .
$Q_r = [Ag^+][Cl^-] = (5 \times 10^{-4})^2 = 2,5 \times 10^{-7}$ .
$Q_r > K_s$ ( $2,5 \times 10^{-7} > 10^{-10}$ ), donc il y a formation d'un précipité de $AgCl$ .

Erreurs fréquentes

Oublier de recalculer les concentrations après le mélange (dilution).
Oublier les coefficients stoechiométriques dans l'expression de $K_s$ (ex: $[A]^a$ ).
Confondre la solubilité $s$ (en mol/L) avec le produit de solubilité $K_s$ (sans unité).

L'essentiel du cours

Une réaction de précipitation est la formation d'un solide (précipité) lors du mélange de deux solutions ioniques. Le produit de solubilité $K_s$ est la constante d'équilibre de la réaction de dissolution d'un composé ionique solide : $$A_aB_b(s) \rightleftharpoons aA^{b+}(aq) + bB^{a-}(aq)$$ $$K_s = [A^{b+}]^a \times [B^{a-}]^b$$ Le critère d'évolution spontanée est le quotient de réaction $Q_r$.

Si $Q_r > K_s$ : il y a formation d'un précipité.
Si $Q_r = K_s$ : le système est à l'équilibre (solution saturée).
Si $Q_r < K_s$ : aucun précipité ne se forme.

Méthodes à maîtriser

Écrire l'équation de précipitation à partir des ions présents.
Calculer le quotient de réaction initial $Q_{r,i}$ en tenant compte de la dilution lors du mélange : $[X]{final} = \frac{n_X}{V{total}}$.
Comparer $Q_{r,i}$ à $K_s$ pour conclure sur la formation du précipité.

Exemples corrigés

Exemple : Mélange de $10 mL$ de $AgNO_3$ ($10^{-3} mol/L$) et $10 mL$ de $NaCl$ ($10^{-3} mol/L$). $K_s(AgCl) = 10^{-10}$.

$n(Ag^+) = 10^{-5} mol$ ; $n(Cl^-) = 10^{-5} mol$.
$V_{total} = 20 mL = 0,02 L$.
$[Ag^+] = [Cl^-] = \frac{10^{-5}}{0,02} = 5 \times 10^{-4} mol/L$.
$Q_r = [Ag^+][Cl^-] = (5 \times 10^{-4})^2 = 2,5 \times 10^{-7}$.
$Q_r > K_s$ ($2,5 \times 10^{-7} > 10^{-10}$), donc il y a formation d'un précipité de $AgCl$.

Erreurs fréquentes

Oublier de recalculer les concentrations après le mélange (dilution).
Oublier les coefficients stoechiométriques dans l'expression de $K_s$ (ex: $[A]^a$).
Confondre la solubilité $s$ (en mol/L) avec le produit de solubilité $K_s$ (sans unité).

🌉 Jisr : les mots du chapitre FR ⇄ AR

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🎯 Réactions de précipitation

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Le produit de solubilité $K_s$ est :

❓ Questions fréquentes

Est-ce que le précipité se forme toujours si on mélange deux solutions ?

Non, pas forcément. La formation d'un précipité dépend des concentrations initiales des ions. Si le produit des concentrations des ions (quotient de réaction $Q_r$ ) est inférieur à la constante $K_s$ , le mélange reste limpide car la solution n'est pas saturée.

💡 À retenir : Il faut toujours comparer $Q_r$ à $K_s$ avant de conclure.

Non, pas forcément. La formation d'un précipité dépend des concentrations initiales des ions. Si le produit des concentrations des ions (quotient de réaction $Q_r$) est inférieur à la constante $K_s$, le mélange reste limpide car la solution n'est pas saturée.

💡 À retenir : Il faut toujours comparer $Q_r$ à $K_s$ avant de conclure.

Kifach n7seb Qr ila tkhlto 2 dyal l-halolat ?

Hseb kmmiyat l-madda dyal kol ion $n = C \times V$ .
Hseb l-hajm l-ijmali $V_{total} = V_1 + V_2$ .
Hseb t-tarkiz l-jadid dyal kol ion : $[Ion] = \frac{n}{V_{total}}$ .
Dreb t-tarkizat f-b3diyat-hom (ila kan chi coefficient, dir l-oss).

💡 À retenir : Dima hseb t-tarkiz l-jadid qbel ma t-hseb $Q_r$ .

Hseb kmmiyat l-madda dyal kol ion $n = C \times V$.
Hseb l-hajm l-ijmali $V_{total} = V_1 + V_2$.
Hseb t-tarkiz l-jadid dyal kol ion : $[Ion] = \frac{n}{V_{total}}$.
Dreb t-tarkizat f-b3diyat-hom (ila kan chi coefficient, dir l-oss).

💡 À retenir : Dima hseb t-tarkiz l-jadid qbel ma t-hseb $Q_r$.

Est-ce que Ks dépend de la température ?

Oui, absolument. La valeur de la constante d'équilibre $K_s$ est spécifique à une température donnée. Si la température change, la solubilité des sels change aussi, donc $K_s$ change.

💡 À retenir : $K_s$ n'est pas une constante universelle, elle varie avec $T$ .

Oui, absolument. La valeur de la constante d'équilibre $K_s$ est spécifique à une température donnée. Si la température change, la solubilité des sels change aussi, donc $K_s$ change.

💡 À retenir : $K_s$ n'est pas une constante universelle, elle varie avec $T$.

Chno hiya l-farq bin l-mhalol l-mouchbi3 w l-mhalol li fih rasseb ?

Mhalol mouchbi3 (saturé) : $Q_r = K_s$ . C'est la limite maximale de dissolution.
Mhalol fih rasseb : $Q_r > K_s$ . La solution ne peut plus dissoudre les ions en excès, ils tombent au fond.

💡 À retenir : $Q_r = K_s$ est l'état d'équilibre limite.

Mhalol mouchbi3 (saturé) : $Q_r = K_s$. C'est la limite maximale de dissolution.
Mhalol fih rasseb : $Q_r > K_s$. La solution ne peut plus dissoudre les ions en excès, ils tombent au fond.

💡 À retenir : $Q_r = K_s$ est l'état d'équilibre limite.

Est-ce que les ions spectateurs entrent dans le calcul de Ks ?

Non, les ions spectateurs (comme $Na^+$ ou $NO_3^-$ dans beaucoup de cas) ne participent pas à la réaction de précipitation. Ils ne figurent pas dans l'expression de $K_s$ .

💡 À retenir : Seuls les ions qui forment le solide interviennent.

Non, les ions spectateurs (comme $Na^+$ ou $NO_3^-$ dans beaucoup de cas) ne participent pas à la réaction de précipitation. Ils ne figurent pas dans l'expression de $K_s$.

💡 À retenir : Seuls les ions qui forment le solide interviennent.

Kifach n3ref wach l-mhalol mouchbi3 wla la ?

Khassk t-hseb $Q_r$ b-t-tarkizat li 3ndk f-l-mhalol. Ila lqiti $Q_r = K_s$ , rah l-mhalol mouchbi3. Ila kan $Q_r < K_s$ , rah baqi makhdarch l-hadd l-aqsa (non saturé).

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

Khassk t-hseb $Q_r$ b-t-tarkizat li 3ndk f-l-mhalol. Ila lqiti $Q_r = K_s$, rah l-mhalol mouchbi3. Ila kan $Q_r < K_s$, rah baqi makhdarch l-hadd l-aqsa (non saturé).

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

Pourquoi le précipité est-il solide ?

Parce que les forces d'attraction entre les ions sont plus fortes que les interactions avec les molécules d'eau du solvant. Les ions s'assemblent pour former un cristal solide qui n'est plus soluble.

💡 À retenir : La précipitation est une rupture d'équilibre de solubilité.

Si on ajoute de l'eau, est-ce que le précipité peut disparaître ?

Oui, si on ajoute beaucoup d'eau, on diminue les concentrations des ions. Si $Q_r$ devient inférieur à $K_s$ , le précipité se redissout.

💡 À retenir : La dilution favorise la dissolution.

Oui, si on ajoute beaucoup d'eau, on diminue les concentrations des ions. Si $Q_r$ devient inférieur à $K_s$, le précipité se redissout.

💡 À retenir : La dilution favorise la dissolution.

Est-ce que Ks a une unité ?

Non, par convention, la constante d'équilibre $K_s$ est sans unité, bien que les concentrations soient en $mol/L$ .

💡 À retenir : $K_s$ est une valeur numérique pure.

Non, par convention, la constante d'équilibre $K_s$ est sans unité, bien que les concentrations soient en $mol/L$.

💡 À retenir : $K_s$ est une valeur numérique pure.

Est-ce que tous les sels précipitent ?

Non, certains sels sont très solubles (comme le sel de table $NaCl$ dans l'eau). Le $K_s$ est très grand, donc il est très difficile d'atteindre la saturation.

💡 À retenir : La précipitation concerne surtout les sels peu solubles.

Non, certains sels sont très solubles (comme le sel de table $NaCl$ dans l'eau). Le $K_s$ est très grand, donc il est très difficile d'atteindre la saturation.

💡 À retenir : La précipitation concerne surtout les sels peu solubles.

Chno kaywqa3 ila kan Qr < Ks ?

Ma kaytkon hta rasseb. L-ayounat kaybqaw daybin f-l-ma b-chkel 3adi.

💡 À retenir : $Q_r < K_s$ = pas de précipité.

Ma kaytkon hta rasseb. L-ayounat kaybqaw daybin f-l-ma b-chkel 3adi.

💡 À retenir : $Q_r < K_s$ = pas de précipité.

Comment identifier un précipité expérimentalement ?

On observe un trouble dans la solution ou un dépôt solide au fond du récipient. La couleur du précipité est souvent caractéristique de l'ion métallique (ex: bleu pour $Cu^{2+}$ ).

💡 À retenir : Le précipité est une phase solide visible.

On observe un trouble dans la solution ou un dépôt solide au fond du récipient. La couleur du précipité est souvent caractéristique de l'ion métallique (ex: bleu pour $Cu^{2+}$).

💡 À retenir : Le précipité est une phase solide visible.

✍️ Exercices type examen national

Exercice 1

On considère une solution saturée de chlorure d'argent $AgCl$ .

Exprimer la solubilité $s$ (en $mol/L$ ) en fonction de $K_s$ .
Calculer la solubilité de $AgCl$ sachant que $K_s = 1,8 \times 10^{-10}$ .

Exercice 1

On considère une solution saturée de chlorure d'argent $AgCl$.

Exprimer la solubilité $s$ (en $mol/L$) en fonction de $K_s$.
Calculer la solubilité de $AgCl$ sachant que $K_s = 1,8 \times 10^{-10}$.

Voir la correction détaillée : inscription gratuite

Exercice 2

On mélange $50 mL$ d'une solution de nitrate de plomb $Pb(NO_3)_2$ de concentration $C_1 = 10^{-3} mol/L$ et $50 mL$ d'une solution d'iodure de potassium $KI$ de concentration $C_2 = 2 \times 10^{-3} mol/L$ . Donnée : $K_s(PbI_2) = 7 \times 10^{-9}$ .

Écrire l'équation de la réaction de précipitation.
Calculer les concentrations initiales des ions $[Pb^{2+}]_i$ et $[I^-]_i$ dans le mélange.
Déterminer si un précipité de $PbI_2$ se forme.

Exercice 2

Écrire l'équation de la réaction de précipitation.
Calculer les concentrations initiales des ions $[Pb^{2+}]_i$ et $[I^-]_i$ dans le mélange.
Déterminer si un précipité de $PbI_2$ se forme.

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Exercice 3

On dispose d'une solution contenant des ions $Mg^{2+}$ à $10^{-2} mol/L$ . On ajoute progressivement de la soude ( $HO^-$ ). Donnée : $K_s(Mg(OH)_2) = 6 \times 10^{-10}$ . À partir de quelle concentration en ions $HO^-$ le précipité de $Mg(OH)_2$ commence-t-il à se former ?

Exercice 3

On dispose d'une solution contenant des ions $Mg^{2+}$ à $10^{-2} mol/L$. On ajoute progressivement de la soude ($HO^-$). Donnée : $K_s(Mg(OH)_2) = 6 \times 10^{-10}$. À partir de quelle concentration en ions $HO^-$ le précipité de $Mg(OH)_2$ commence-t-il à se former ?

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