Chimie · Écoles d'ingénieurs — ENSA — cycle ingénieur

Équilibres chimiques en solution aqueuse : Acido-basiques, Précipitation et Complexation

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

Acido-basique : Un acide est une espèce capable de céder un proton $H^+$ . $AH + H_2O \rightleftharpoons A^- + H_3O^+$ . La constante $K_a = \frac{[A^-]_{eq}[H_3O^+]_{eq}}{[AH]_{eq}}$ .
Précipitation : Pour un sel $M_aX_b(s) \rightleftharpoons aM^{n+} + bX^{m-}$ , le produit de solubilité est $K_s = [M^{n+}]^a \cdot [X^{m-}]^b$ . Si le produit des concentrations initiales $Q_r > K_s$ , il y a précipitation.
Complexation : Réaction entre un ion métallique $M^{n+}$ et des ligands $L$ : $M^{n+} + pL \rightleftharpoons [ML_p]^{n+}$ . La constante de formation est $K_f = \frac{[[ML_p]^{n+}]}{[M^{n+}][L]^p}$ .

Méthodes à maîtriser

Calcul de pH : Utiliser la relation $pH = pK_a + \log\frac{[A^-]}{[AH]}$ .
Condition de précipitation : Comparer $Q_r$ au $K_s$ . Si $Q_r > K_s$ , le précipité se forme.
Calcul de solubilité $s$ : Exprimer les concentrations à l'équilibre en fonction de $s$ et injecter dans $K_s$ .

Exemples corrigés

pH d'un acide faible : Pour $CH_3COOH$ 0,1 mol/L ( $pK_a=4,75$ ), on utilise $pH = 0,5(pK_a - \log C) \approx 2,88$ .
Solubilité : Pour $AgCl$ , $K_s = s^2 \implies s = \sqrt{K_s}$ .

Erreurs fréquentes

Oublier de convertir les concentrations en mol/L.
Confondre $K_s$ et $s$ (la solubilité dépend de la température et du milieu).
Négliger l'autoprotolyse de l'eau dans les solutions très diluées.

L'essentiel du cours

Acido-basique : Un acide est une espèce capable de céder un proton $H^+$. $AH + H_2O \rightleftharpoons A^- + H_3O^+$. La constante $K_a = \frac{[A^-]{eq}[H_3O^+]{eq}}{[AH]_{eq}}$.
Précipitation : Pour un sel $M_aX_b(s) \rightleftharpoons aM^{n+} + bX^{m-}$, le produit de solubilité est $K_s = [M^{n+}]^a \cdot [X^{m-}]^b$. Si le produit des concentrations initiales $Q_r > K_s$, il y a précipitation.
Complexation : Réaction entre un ion métallique $M^{n+}$ et des ligands $L$ : $M^{n+} + pL \rightleftharpoons [ML_p]^{n+}$. La constante de formation est $K_f = \frac{[[ML_p]^{n+}]}{[M^{n+}][L]^p}$.

Méthodes à maîtriser

Calcul de pH : Utiliser la relation $pH = pK_a + \log\frac{[A^-]}{[AH]}$.
Condition de précipitation : Comparer $Q_r$ au $K_s$. Si $Q_r > K_s$, le précipité se forme.
Calcul de solubilité $s$ : Exprimer les concentrations à l'équilibre en fonction de $s$ et injecter dans $K_s$.

Exemples corrigés

pH d'un acide faible : Pour $CH_3COOH$ 0,1 mol/L ($pK_a=4,75$), on utilise $pH = 0,5(pK_a - \log C) \approx 2,88$.
Solubilité : Pour $AgCl$, $K_s = s^2 \implies s = \sqrt{K_s}$.

Erreurs fréquentes

Oublier de convertir les concentrations en mol/L.
Confondre $K_s$ et $s$ (la solubilité dépend de la température et du milieu).
Négliger l'autoprotolyse de l'eau dans les solutions très diluées.

🌉 Jisr : les mots du chapitre FR ⇄ AR

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🎯 Équilibres chimiques en solution aqueuse : Acido-basiques, Précipitation et Complexation

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La valeur du produit ionique de l'eau $K_e$ à 25°C est :

❓ Questions fréquentes

C'est quoi la différence entre Ks et s ?

$K_s$ est une constante thermodynamique qui ne dépend que de la température. $s$ (la solubilité) est la concentration maximale de soluté que l'on peut dissoudre dans un volume donné.

💡 À retenir : $K_s$ est une valeur fixe pour un sel donné, alors que $s$ peut varier selon le milieu (effet d'ion commun).

$K_s$ est une constante thermodynamique qui ne dépend que de la température. $s$ (la solubilité) est la concentration maximale de soluté que l'on peut dissoudre dans un volume donné.

💡 À retenir : $K_s$ est une valeur fixe pour un sel donné, alors que $s$ peut varier selon le milieu (effet d'ion commun).

Kifach n3ref wach ghadi tkon rasseba (précipitation) awla la ?

Calculer le quotient de réaction initial $Q_r = [M^{n+}]_i^a \cdot [X^{m-}]_i^b$ .
Comparer $Q_r$ avec la valeur de $K_s$ donnée dans l'énoncé.
Si $Q_r > K_s$ , alors il y a précipitation.

💡 À retenir : La précipitation se produit dès que le produit des concentrations dépasse la limite de solubilité.

Calculer le quotient de réaction initial $Q_r = [M^{n+}]_i^a \cdot [X^{m-}]_i^b$.
Comparer $Q_r$ avec la valeur de $K_s$ donnée dans l'énoncé.
Si $Q_r > K_s$, alors il y a précipitation.

💡 À retenir : La précipitation se produit dès que le produit des concentrations dépasse la limite de solubilité.

Est-ce que le pH d'une solution tampon change si on ajoute un peu d'eau ?

Non, le $pH$ d'une solution tampon reste pratiquement inchangé par dilution modérée, car le rapport $\frac{[A^-]}{[AH]}$ reste constant dans l'expression $pH = pK_a + \log\frac{[A^-]}{[AH]}$ .

💡 À retenir : La dilution ne modifie pas le rapport des concentrations des espèces conjuguées.

Non, le $pH$ d'une solution tampon reste pratiquement inchangé par dilution modérée, car le rapport $\frac{[A^-]}{[AH]}$ reste constant dans l'expression $pH = pK_a + \log\frac{[A^-]}{[AH]}$.

💡 À retenir : La dilution ne modifie pas le rapport des concentrations des espèces conjuguées.

Chno hiya l'utilité dyal l'ion markazi f complexation ?

L'ion central (souvent un métal de transition) possède des orbitales vacantes qui acceptent les doublets d'électrons fournis par les ligands pour former des liaisons de coordination.

💡 À retenir : C'est une réaction acide-base au sens de Lewis.

Kifach n7seb Kf ila 3tani Kd (constante de dissociation) ?

La constante de dissociation $K_d$ est l'inverse de la constante de formation $K_f$ . Donc, $K_f = \frac{1}{K_d}$ .

💡 À retenir : Plus $K_f$ est grande, plus le complexe est stable.

La constante de dissociation $K_d$ est l'inverse de la constante de formation $K_f$. Donc, $K_f = \frac{1}{K_d}$.

💡 À retenir : Plus $K_f$ est grande, plus le complexe est stable.

Pourquoi on utilise souvent des complexes en chimie analytique ?

On les utilise pour masquer des ions gênants ou pour solubiliser des précipités en diminuant la concentration de l'ion libre.

💡 À retenir : La complexation déplace l'équilibre de précipitation vers la dissolution.

Est-ce que la température influence Ks ?

Oui, comme toute constante d'équilibre, $K_s$ dépend de la température. La solubilité d'un sel augmente généralement avec la température.

💡 À retenir : Toujours vérifier la température dans les données de l'exercice.

Oui, comme toute constante d'équilibre, $K_s$ dépend de la température. La solubilité d'un sel augmente généralement avec la température.

💡 À retenir : Toujours vérifier la température dans les données de l'exercice.

Comment choisir l'indicateur coloré pour un titrage ?

Il faut que le $pH$ à l'équivalence soit compris dans la zone de virage de l'indicateur coloré.

💡 À retenir : La zone de virage doit inclure le $pH$ du point d'équivalence.

Il faut que le $pH$ à l'équivalence soit compris dans la zone de virage de l'indicateur coloré.

💡 À retenir : La zone de virage doit inclure le $pH$ du point d'équivalence.

C'est quoi un ampholyte ?

C'est une espèce chimique qui peut se comporter soit comme un acide, soit comme une base (ex: $HCO_3^-$ ).

💡 À retenir : Un ampholyte possède deux $pK_a$ encadrant son comportement.

C'est une espèce chimique qui peut se comporter soit comme un acide, soit comme une base (ex: $HCO_3^-$).

💡 À retenir : Un ampholyte possède deux $pK_a$ encadrant son comportement.

Est-ce que Ka dépend de la concentration initiale de l'acide ?

Non, $K_a$ est une constante thermodynamique qui dépend uniquement de la température.

💡 À retenir : La valeur de $K_a$ est caractéristique du couple acide/base.

Non, $K_a$ est une constante thermodynamique qui dépend uniquement de la température.

💡 À retenir : La valeur de $K_a$ est caractéristique du couple acide/base.

Pourquoi le pH d'une solution d'acide fort est égal à -log C ?

Parce que l'acide fort est totalement dissocié dans l'eau, donc $[H_3O^+] = C$ .

💡 À retenir : Cette approximation n'est valable que pour des concentrations $C > 10^{-6}$ mol/L.

Parce que l'acide fort est totalement dissocié dans l'eau, donc $[H_3O^+] = C$.

💡 À retenir : Cette approximation n'est valable que pour des concentrations $C > 10^{-6}$ mol/L.

Comment calculer le pH d'un mélange d'acides ?

Si les acides ont des forces très différentes, on considère uniquement l'acide le plus fort. Sinon, il faut résoudre un système d'équations avec les constantes d'équilibre.

💡 À retenir : Priorité toujours à l'acide le plus fort dans le milieu.

✍️ Exercices type examen national

Exercice 1

On forme le complexe $[Cu(NH_3)_4]^{2+}$ avec $K_f = 10^{13}$ .

Écrire l'équation de formation.
Si $[Cu^{2+}] = 10^{-5}$ M et $[NH_3] = 10^{-2}$ M, calculer $[[Cu(NH_3)_4]^{2+}]$ .

Exercice 1

On forme le complexe $[Cu(NH_3)_4]^{2+}$ avec $K_f = 10^{13}$.

Écrire l'équation de formation.
Si $[Cu^{2+}] = 10^{-5}$ M et $[NH_3] = 10^{-2}$ M, calculer $[[Cu(NH_3)_4]^{2+}]$.

Voir la correction détaillée : inscription gratuite

Exercice 2

On mélange 100 mL d'une solution de nitrate d'argent $AgNO_3$ de concentration $C_1 = 10^{-3}$ mol/L et 100 mL d'une solution de chlorure de sodium $NaCl$ de concentration $C_2 = 10^{-3}$ mol/L. Donnée : $K_s(AgCl) = 1,8 \times 10^{-10}$ .

Y a-t-il formation d'un précipité ? Justifier.

Exercice 2

Y a-t-il formation d'un précipité ? Justifier.

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Exercice 3

Soit une solution d'acide éthanoïque $CH_3COOH$ de concentration $C = 0,01$ mol/L. Le $pK_a$ du couple est 4,75.

Calculer le $pH$ de la solution.

Exercice 3

Soit une solution d'acide éthanoïque $CH_3COOH$ de concentration $C = 0,01$ mol/L. Le $pK_a$ du couple est 4,75.

Calculer le $pH$ de la solution.

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