Télécharge Équilibres chimiques en solution aqueuse - PTSI et plus Dissertation au format PDF de Chimie sur Docsity uniquement!
REA CTI ONS EN S OLU TI ON A QUEUS E R.D uperra y Lycée F .BU ISS ON PTS I Dans ce chapitre et les suivants, nous allons étudier différents équilibres chimiques en solution aqueuse. Il s’agit de solution dont le solvant (espèce ultra majoritaire) est l’eau liquide et dans laquelle se trouvent dissoutes diverses substances chimiques, les solutés (espèces minoritaires). Nous étudierons les équilibres suivants : Les équilibres de précipitation. Les équilibres acidobasiques. Les équilibres de complexation. Les équilibres d’oxydoréduction. L’eau est le solvant le plus important de la vie sur terre (nous sommes constitués à près de 80% d’eau). Le solvant eau joue aussi un rôle central dans l’industrie chimique. Cela justifie amplement l’étude des solutions aqueuses.
I – LES TYPES DE SOLUTION AQUEUSES
1 - 1 Interaction entre solvant et soluté
E Q U I L I B R E D E P R E C I P I T A T I O N
Interactions solvant-soluté
Considérons deux solutions aqueuses familières : de l’eau salée et de l’eau sucrée. L’eau salée est un mélange homogène de NaCl (le soluté) et de H 2 O (le solvant en large excès) et l’eau sucrée un mélange homogène de C 12 H 22 O 11 (le soluté) et de H 2 O (le solvant en large excès). Vous réalisez très souvent ces solutions. Quand le sel et le sucre sont versés dans l’eau, ces derniers semblent disparaître. Comment le solide sel et le solide sucre se dissolvent dans l’eau? Quand un solide est introduit dans un solvant liquide, les forces attractives qui assurent la cohésion du solide ( interaction soluté-soluté ) rentrent en compétition avec les forces attractives entre les molécules du solvant et les atomes qui composent le solide ( interaction solvant-soluté , cf figure page précédente). Par exemple, quand le chlorure de sodium, composé ionique , est introduit dans l’eau, il y a compétition entre l’attraction du cation Na+^ et l’anion Cl!^ (interaction coulombienne entre charges contraires) et l’interaction de Na+^ et de Cl!^ avec la molécule d’eau. Cette interaction des ions Na+ et^ Cl^ ! avec l’eau repose sur la nature polaire de la molécule d’eau. En effet, l’atome d’oxygène étant plus électronégatif que l’atome d’hydrogène, il attire les électrons à lui, il possède une charge partielle négative! "^. Au contraire, les atomes d’hydrogène sont pauvres en électrons et possèdent une charge partielle positive! +^. Il en résulte que les ions positifs^ Na+^ sont fortement attirés par le côté oxygène de la molécule d’eau et les cations^ Cl^!^ par le côté hydrogène de la molécule d’eau. Au final, l’attraction entre les ions Na+^ et l’eau d’une part et les ions Cl!^ et l’eau d’autre part est plus intense que l’attraction entre Na+^ et Cl!^ : le composé ionique NaCl est dissout dans l’eau. Molécule d’eau polaire Interaction entre le chlorure de sodium et l’eau
sucres. Ainsi une solution d’eau sucrée est un mélange homogène de molécules de C 1 (^) 2 H 2 (^) 2 O 11 intactes et de molécules d’eau. Le sucre ne se dissocie pas en ions, il n’y a donc pas d’ions chargés en solution capables de jouer le rôle de porteurs de charge ; la solution ne conduit pas l’électricité, on parle de solution non électrolytique. Dans la suite de ce chapitre, nous nous intéresserons uniquement à la dissolution dans l’eau des composés ioniques. Dissolution du composé moléculaire C 12 H 22 O 11 (sucre) dans l’eau
II – REACTIONS DE PRECIPITATION
2 - 1 Solubilité d’un composé ionique
Tous les composés ioniques ne se dissolvent pas dans l’eau. Par exemple, si l’on ajoute du chlorure d’argent AgCl dans un bécher d’eau, il reste solide et apparaît sous forme de poudre blanche au fond du bécher, il ne se décompose pas en ces ions Ag+^ et Cl!^. De façon générale, un composé est soluble s’il se dissout en ses ions dans l’eau, et insoluble dans le cas contraire. Cependant cette classification est une simplification de la réalité, la solubilité est un processus continu. Un composé est plus ou moins soluble dans l’eau. Le solvant eau ne peut pas dissoudre une quantité illimitée d’un composé même très soluble. Si la quantité de composé que l’on verse dans l’eau devient trop importante, l’eau ne peut plus le dissoudre et la quantité de composé supplémentaire introduite dans l’eau reste sous forme solide. On aura donc un équilibre (cf paragraphe suivant) entre le composé sous forme solide et ses ions en solution, la solution est dite saturée. Il nous faut maintenant définir une grandeur qui puisse mesurer de façon quantitative la solubilité d’un composé. On définit la solubilité d’un composé ionique, notée S, comme la quantité de matière (exprimée en moles) de ce composé que l’on peut dissoudre dans un litre d’eau avant que la première trace solide de ce composé n’apparaisse. Il est important de noter que : La solubilité S est une concentration, elle a pour unité des mol.L-^1 La solubilité est fonction de la température, en général la solubilité d’un composé augmente avec la température. Par exemple, pour AgCl , S = 1 , 33! 10 -^5 mol.L-^1 à température ambiante. On peut dissoudre seulement 1 , 33! 10 -^5 mol de AgCl dans un litre d’eau avant que la première trace de solide blanc n’apparaisse. Ceci est très faible, c’est pour cela que l’on qualifie le chlorure d’argent d’insoluble. Pour PbCl 2 , S = 1 , 43! 10 -^2 mol.L-^1 , ce qui est plus important.
2 - 2 Précipitation
Une eau dure contient des ions dissouts tels que Ca^2 +^ et Mg^2 +^ qui diminuent l’efficacité du savon et autre lessives. Ainsi beaucoup de lessives contiennent du carbonate de sodium qui se dissout facilement dans l’eau pour former les ions Na+^ et CO 32!^ ; on écrit: Na 2 CO 3 ( s)! 2 Na+ ( aq) + CO 32 " ( aq).
2 - 3 Equilibre de précipitation et produit de solubilité
Reprenons l’exemple de la précipitation de l’iodure de plomb: 2 I!^ + Pb^2 +^ " PbI 2 ( s). Cette réaction n’est jamais totale (comme toute réaction), même si l’iodure de plomb est très peu soluble (il précipite très facilement), il y aura toujours des ions I!^ et Pb^2 +^ en solution en équilibre avec le solide (ou précipité) PbI 2 ( s). On a donc un équilibre chimique dynamique comme cela a été défini dans le chapitre précédent, que l’on appelle ici équilibre de précipitation. On écrira : PbI 2 ( s) = 2 I!^ + Pb^2 +^.
Il est d’usage d’écrire le précipité à gauche. Dans cet exemple, l’équilibre est très déplacé vers la gauche, la réaction inverse est favorisée. Comme tout équilibre chimique, on peut caractériser cette équation de réaction par sa constante thermodynamique. Pour les équilibres de précipitation, la constante d’équilibre (thermodynamique) est appelée produit de solubilité et est notée KS. Dans notre exemple, on a : KS =
(^ a I !)
eq 2
"( a Pb 2 +)
eq aPbI
( 2 ( s )) eq
# $ I !% &
2 C 02 # $ P b^2 +% & C 0 1
=^ # $ I !% &
2
$ P b^2 +% &.
En général, on ne fait plus apparaître C 0 = 1 mol.L-^1 (attention aux unités) et l’indice eq s’il n’y a pas
d’ambigüités. A 25°C, KS (P bI 2 ) = 9 , 8! 10 "^9! 1 , la réaction est effectivement très déplacée vers la
gauche, formation de PbI 2 ( s).
2 - 4 Lien entre produit de solubilité et solubilité
L’information quantitative que nous donne le produit de solubilité KS nous donne accès à la solubilité S d’un composé ionique et inversement. Nous allons travailler sur un exemple. La solubilité du sulfate d’argent Ag 2 SO 4 dans l’eau à 25°C est de 1 , 2! 10 -^5 mol.L-^1. Calculons le produit de solubilité KS de Ag 2 SO 4 .Pour cela, on considère le tableau d’avancement suivant :
Concentration (m ol.L-^1 ) Ag 2 SO 4 ( s) = 2 Ag+ ( aq) + SO 42! ( aq)
Initialement ! 0 0
Equilibre ! 2 S S
A l’équilibre, la concentration de SO 42!^ est par définition la solubilité S de Ag 2 SO 4 ( s). Par contre la concentration de Ag+ ( aq) est 2 S car une mole de Ag 2 SO 4 ( s) donne deux moles de Ag +(^ aq ). Attention, parler de la concentration de Ag 2 SO 4 ( s) n’a pas de sens. On a KS =^! " Ag+# $ 2
! " S O 42 %# $ = ( 2 S)
2 S = 4 S^3. L’application numérique donne KS = 6 , 9! 10 "^15. Si on
connait KS , on a ( )
1 3 S = KS 4.
2 - 5 Conditions de précipitation, utilisation du quotient de réaction
On considère les deux solutions aqueuses suivantes : 10 mL d’une solution de Na 2 SO 4 ( aq) à 8! 10 -^2 mol.L-^1. Cette solution contient donc des ions Na+^ et des ions SO 42!^. Pour préparer une telle solution, on verse dans de l’eau le solide Na 2 SO 4 ( s) en quantité telle que la concentration de Na 2 SO 4 ( aq) soit inférieure à la solubilité du solide Na 2 SO 4 ( s) , sinon il n’est pas entièrement dissout.
III – DOMAINE D’EXISTENCE D’UN PRECIPITE
On considère une solution de nitrate d’argent AgNO 3 ( aq) à 0 , 1 mol.L-^1. On lui ajoute une solution d’iodure de potassium KI( aq) (on néglige le changement de volume). Quelle doit être la concentration de la solution d’iodure de potassium pour que le solide AgI( s) précipite? S’il y a précipitation, on a l’équilibre suivant : AgI( s) = Ag+ ( aq) + I( aq) avec p KS = 16 , 2. pKS =! log KS (soit KS = 10
- pKS ) , en chimie p X =! log X. Vous êtes déjà habitués à travailler en échelle log en chimie, par exemple p^ H^ =^!^ log^ H 3 O^
%. L’échelle^ log^ permet^ de travailler sur de grands domaines de variations des grandeurs étudiées (comme en électrocinétique avec les diagrammes de Bode). A l’équilibre, KS =^! " Ag+# $^! " I %# $ eq soit^ " # I !$ % eq
KS
" # Ag+$ % donc pIeq = pKS! pAg (en notant p Ieq =! log^ " # I !$ % eq et pI =! log^ " # I !$ % ) , la concentration des ions Ag+^ étant fixée :^! " Ag+# $ = 0 , 1 mol.L-^1. Il y a précipitation si Qi =^! " Ag+# $^! " I %# $ > KS =^! " Ag+# $^! " I %# $ eq soit^ " # I !$ % >^ " # I !$ % eq ou encore pI < pIeq = pKS! pAg = 16 , 2! 1 = 15 , 2. On peut résumer les résultats obtenus par le schéma suivant qui représente le diagramme d’existence du précipité AgI( s) en fonction de p I =! log^ " # I !$ %. Pour que AgI( s) précipite, il faut une certaine quantité d’ions I!^. Quand on se déplace vers la gauche pI diminue donc^ " # I !$ % augmente, on se déplace ainsi vers le domaine d’existence de AgI( s). pI Domaine d'existence du précipité AgI ( s) Pas de précipité AgI( s) Frontière du domaine d'existence 15 , 2 pI! et I !- "
$ "
