Bonjour, je sais que le pH a une influence sur la solubilité, avec un précipité contenant une base faible qui réagit avec l'eau. Mais que se passe t-il lorsque l'on met ce précipité dans une solution d'acide fort, qui lors de sa dissolution ne crée pas d'ion commun avec le précipité ?
Faut-il étudier une réaction de titrage ?
Merci, pour vos réponses.
Il n'y a pas de réponse systématique à ta question. Mais l'expérience montre que souvent, un précipité formé d'un sel issu d'un acide faible et d'une base faible se dissout dans les solutions acides.
Exemple le sulfure de zinc, les oxalates de plomb, de fer, de zinc, de cuivre, le chromate de plomb sont insolubles dans l'eau, mais ils se dissolvent dans les acides.
Mais il y a des précipités qui sont insolubles dans les acides, comme le sulfate de plomb, les sulfures de plomb, d'argent, de mercure, le chlorure d'argent, etc.
Justement mon précipité se dissout partiellement seul dans l'eau et on l'ajoute en excès dans l'acide fort afin d'obtenir une solution saturée , je dois ensuite déterminer la solubilité du précipité ajouté. Jusqu'à présent j'avais effectué des calculs avec deux précipités et effet d'ions communs, ainsi que sur des précipités composés de bases faibles réagissant avec l'eau. Mais ici je ne vois pas trop comment procéder en ayant un précipité composé d'une base réagissant avec l'eau et un acide fort. J'ai d'abord essayé d'étudier la précipitation et la réaction prépondérante, d'où celle de titrage mais le problème est que ma concentration de la base faible finale est nulle car c'est mon réactif limitant..
Ps: Je ne veux pas trop en dire sur le type du précipité et l'acide, afin d'essayer de voir dans quel cas je suis, mais pour si vous en avez besoin pour vous éclairer, dites-le moi.
Merci !
Nous y a rien comprendre du tout !
Bon désolé d'être aussi peu clair, donc :
J'ai une solution d'acide nitrique de concentration 1mol/L
Jy ajoute de l'éthanoate d'argent CH3CO2Ag en excès, pour obtenir une solution saturée. On mesure pH=4.
Question: Calculer la solubilité de l'éthanoate d'argent dans la solution
J'ai d'abord essayé d'étudier la précipitation :
AgCH3CO2 = Ag+ + CH3CO2-
et la réaction prépondérante :
H3O+ + CH3CO2- = H2O + CH3CO2H
mais le problème est que comme PH=4<pKa(CH3CO2H/CH3CO2-) j'en déduit que CH3CO2- est le réactif limitant d'ou sa concentration finale quasi nulle..
Donc je ne sais pas comment étudier ce problème..
Merci.
Dans une solution HNO3 1mol/L, on ajoute CH3CO2Ag en excès, pour obtenir une solution saturée. On mesure pH=4.
Question: Calculer la solubilité de l'éthanoate d'argent dans la solution.
Supposons que le volume de la solution soit de 1 litre.
Quand tu auras ajouté 1 mole de CH3COOAg à ton acide, ta solution contiendra 1 mole Ag+, 1 mole NO3-, et 1 mole CH3COOH plus ou moins dissocié.
Mais tu ajoutes un excès de CH3COOAg. J'appelle x l'excès. Donc tu auras ajouté 1 + x mole de CH3COOAg. Et ton mélange final contiendra 1+x mole Ag+, 1 mole CH3COOH et x mole de ion CH3COO-.
J'espère que tu connais le Ka de l'acide éthanoïque, qui doit valoir dans les 1.8 10-5.
Ka = [CH3COO-][H+]/[CH3COOH] = x 10-4/1 = 1.8 10-5.
Tu tires x. Vas-y !
La solubilité vaut 1 + x.
Merci ! J'ai donc réessayé.
Si j'ai bien compris j'ai donc étudié la réaction de la dissolution du précipité :
AgCH3CO2= Ag+ + CH3C02- et je trouve à l'état final la concentration [CH3CO2-] = [Ag+] = s
Ensuite la réaction prépondérante : CH3CO2- + H3O+ = CH3CO2H + H2O
avec H30+ réactif limitant ainsi je trouve à l'état final:[CH3CO2-]= s- c (avec c concentration de HNO3 donc H30+) et [CH3CO2H] = c
on déduit du pH=4 => [H3O+]=10^-4 mol/L
et à partir de Ka, on calcule s (solubilité ) .
Est-ce correct ?
Je vous remercies !
