Dissolution et précipitation des électrolytes
Objectifs
À la fin de ce chapitre, vous saurez :
• définir une solution saturée et la solubilité d'un électrolyte ;
• distinguer un électrolyte très soluble d'un électrolyte peu soluble ;
• citer les facteurs dont dépend la solubilité (nature du soluté, du solvant, température) ;
• écrire l'équation d'une réaction de précipitation en repérant les ions spectateurs ;
• citer les facteurs qui influent sur la précipitation : nature des ions et concentrations.
Prérequis : concentration molaire, dissociation ionique, électrolytes forts et faibles.
Situation de départ
Au fond d'une bouilloire, on découvre une couche blanche et dure : le tartre. Dans les canalisations d'eau, le même dépôt finit par réduire le passage de l'eau.
L'eau du robinet est pourtant limpide : d'où vient ce solide ? Et pourquoi conseille-t-on aux personnes qui ont des calculs rénaux de boire beaucoup d'eau ?
I. La dissolution des électrolytes
1. Solution saturée et solubilité
Dans 10 mL d'eau, on ajoute peu à peu du chlorure de sodium en agitant. Au début, tout le solide se dissout. À partir d'environ 3,6 g, du solide reste au fond malgré l'agitation : la solution ne peut plus dissoudre de sel, elle est saturée.
• La dissolution d'un électrolyte est limitée. Une solution qui ne peut plus dissoudre de soluté est saturée.
• La solubilité s d'un soluté est sa concentration dans la solution saturée : s = Csat. Elle s'exprime en mol.L-1 ou en g.L-1, avec s(g.L-1) = s(mol.L-1) × M.
• Si C < s, la solution est non saturée ; si C = s, elle est saturée (souvent en présence de solide non dissous).
La solubilité de l'iodure de plomb PbI2 (M = 461 g.mol-1) est s = 1,6.10-3 mol.L-1 à 20 °C, soit s = 1,6.10-3 × 461 = 0,74 g.L-1. Dans 0,50 L d'eau, on peut donc dissoudre au plus 0,74 × 0,50 = 0,37 g : si l'on introduit 1,0 g, il reste 0,63 g de solide et la solution est saturée.
2. Électrolytes très solubles et peu solubles
Dans les mêmes conditions, des électrolytes différents n'ont pas la même solubilité :
Quelques solubilités dans l'eau à 20 °C (en gramme par litre d'eau)
| Électrolyte | Solubilité | Classement |
|---|---|---|
| chlorure de sodium NaCl | 360 | très soluble |
| nitrate de potassium KNO3 | 316 | très soluble |
| dichromate de potassium K2Cr2O7 | environ 120 | soluble |
| hydroxyde de calcium Ca(OH)2 | 1,7 | peu soluble |
| sulfate de baryum BaSO4 | 2,4.10-3 | très peu soluble |
| chlorure d'argent AgCl | 1,9.10-3 | très peu soluble |
L'ammoniac NH3 est un électrolyte faible mais très soluble ; l'hydroxyde de calcium Ca(OH)2 est un électrolyte fort (la petite partie dissoute est totalement dissociée) mais peu soluble.
La solubilité dépend aussi de la nature du solvant : le chlorure de sodium est beaucoup plus soluble dans l'eau que dans l'éthanol.
3. Influence de la température
Une solution saturée de nitrate de potassium contenant quelques cristaux est chauffée : les cristaux disparaissent ; en la refroidissant, ils réapparaissent. Au contraire, de l'eau de chaux saturée (hydroxyde de calcium) se trouble davantage quand on la chauffe.
La solubilité d'un électrolyte dépend de la température. Pour la plupart des électrolytes, elle augmente quand la température s'élève ; quelques-uns, comme Ca(OH)2, font exception.
100 mL d'eau saturés de nitrate de potassium à 60 °C contiennent environ 110 g de sel dissous. Refroidie à 20 °C, l'eau n'en garde que 31,6 g : il se dépose 110 - 31,6 = 78,4 g de cristaux.
II. La précipitation des électrolytes
1. Une réaction de précipitation
On verse quelques gouttes d'une solution de nitrate d'argent AgNO3 dans une solution de chlorure de sodium : un précipité blanc de chlorure d'argent apparaît, qui noircit à la lumière.
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