Certains composés ioniques sont très solubles dans l’eau alors que d’autres ne le sont pas. Ajoutez du sel à une solution de nitrate d’argent et un précipité solide de chlorure d’argent se formera, car le chlorure d’argent, contrairement au nitrate d’argent ou au chlorure de sodium, n’est que légèrement soluble dans l’eau. En utilisant le produit de solubilité ou Ksp pour un sel donné, vous pouvez prédire la quantité de précipité qui se formera à la suite d’une simple réaction en solution. Les produits de solubilité des différents sels sont déterminés expérimentalement et sont disponibles dans le tableau sous la section Ressources à la fin de cet article.
Ecrivez l’équation de réaction et l’équation ionique nette pour la réaction que vous voulez utiliser. Utilisez vos règles de solubilité pour prédire quels composés, le cas échéant, précipiteront (utilisez le lien Règles de solubilité dans les Ressources ci-dessous). L’équation ionique nette exclut les ions spectateurs – des ions qui ne jouent pas un rôle direct dans la réaction – donc elle n’inclura que les ions qui forment le précipité. Si vous ajoutez du sel à une solution de nitrate d’argent, par exemple, l’équation globale serait Na+(aq) + Cl-(aq) + Ag+(aq) + Ag+(aq) + NO3-(aq) <=> ; Na+(aq) + NO3(aq) + AgCl(s), alors que l’équation ionique nette serait Ag+(aq) + Cl-(aq) + Cl-(aq) <=> ; AgCl(s), puisque le sodium et le nitrate sont des ions spectateurs.
Calculer la concentration des ions en solution pour chacun des réactifs de la réaction ionique nette. La concentration est égale au nombre de moles d’un ion spécifique divisé par le volume total de la solution. Si nous devions ajouter 1 mole de NaCl à 1 litre d’eau, par exemple, la concentration de NaCl serait de 1 mole par litre. La concentration d’ions sodium ou chlorure dans la solution serait également de 1 mole par litre, puisque le NaCl se dissocie dans l’eau.
Définir l’équation du produit de solubilité pour l’équation ionique nette. Lorsqu’un composé ionique se dissout, il se dissocie en ions en solution. Le produit de la concentration de ces ions est égal à la constante du produit de solubilité ou Ksp (encore une fois, les valeurs de Ksp pour de nombreux sels courants sont disponibles dans le tableau sous la section Ressources ci-dessous). Notez également que si un ion de l’équation a un coefficient supérieur à 1, la concentration de cet ion aura un exposant égal à son coefficient de l’équation. Si nous examinons la dissolution du fluorure de calcium dans l’eau, par exemple, l’équation du produit de solubilité serait Ksp =[Ca+2][F-][F-][F-] ; la concentration de l’ion fluorure est quadratique dans cette équation parce que chaque unité de formule du fluorure de calcium libère deux ions fluorure lorsqu’il se dissout.
Résoudre l’équation du produit de solubilité pour trouver la solubilité molaire ou la concentration de chaque ion lorsque la réaction est à l’équilibre. Une façon facile de le faire est de supposer que le sel est sous forme solide au départ et de traiter la variation du nombre de moles de solide comme x, puis d’utiliser ces hypothèses pour trouver x pour chaque ion libéré lorsque le solide se dissout et de brancher x dans l’équation. Lorsque le fluorure de calcium se dissout dans l’eau, par exemple, chaque mole de fluorure de calcium qui se dissout produit 1 mole d’ions calcium et 2 moles d’ions fluorure, de sorte que l’équation de solubilité du produit devient Ksp =[x][2x][2x] au 2. Puisque nous connaissons Ksp, nous pouvons l’utiliser pour trouver x et donc la solubilité molaire.
Utiliser la différence entre la solubilité molaire du sel et la concentration initiale des ions réactifs pour déterminer la quantité de précipité qui se formera. Le sel continuera à précipiter jusqu’à ce que le produit de la concentration d’ions soit égal à Ksp. Si nous avions deux moles d’ions argent et chlorure dans un litre d’eau pour commencer, par exemple, mais que la solubilité molaire du chlorure d’argent n’est que de 1,3 x 10 à -5 moles par litre, la quantité de précipité serait de 2 moles moins 1,3 x 10 à -5 moles.
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