Calcul de solubilite de Ca(OH)2

[inviteb2d6d7a9]

Bonjour a tous et merci pour ceux qui liront ce poste. Je m'excuse d'avance pour la syntax:j'ecris sur un clavier sans touche "accent".

Bon rentrons dans le vif du sujet. La solubiliter de Ca(OH)2 (20degC) dans l'eau est de 0.173g/100mL.
Le Ks de ce sel est aproximativement (je dis ca parceque bien evidemment ya jamais la meme valeur propose selon les sites ou handbook) de 8E-6.

On se (enfin je me) propose de retrouver la valeur de solubilite de ce sel grace a son Ks.

On a Ca(OH)2--> [Ca2+]*[OH-]^2

d'ou Ks=s*(2s)^2=4s^3

A.N: s=0.012 mol.L-1

On a M[Ca(OH)2]=74.1 g/L

Apres l'A.N on serait donc censer pouvoir dissoudre 0.89g dans 1L soit 0.09g dans 100mL...
On est tres loin des 0.179g indique experimentalement...

J'ai du me tromper quelque part mais je vois pas ou? Merci d'avance

Zacky
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[moco]

Ton calcul est correct, et tu ne t'es pas trompé. Mais il faut faire attention avec les calculs de produit de solubilité. En effet, malgré une croyance solidement admise, il n'y a pas de rapport entre la solubilité s et le produit de solubilité pour les substances qui libèrent un ion chargé 2+ ou 3+, comme c'est le cas ici.

Les calculs de solubilité jouent bien pour des molécules comme AgCl qui ne libèrent que des ions chargés 1+.

Pour les autres cas, la solubilité réèlle est toujours plus grande que celle que l'on calcule en partant du produit de solubilité. En effet, il n'y a pas que des ions Ca²⁺ et OH^- dans ta solution. Il y a aussi des ion [Ca(OH)]⁺. Et de ceux-ci, on ne parle jamais dans les problèmes de chimie.

Tu comprendras peut-être mieux avec un exemple plus familier, celui les acides comme H₃PO₄. La solubilité de ces acides et leur pH n'a rien à voir avec la seule concentration des ions H⁺ (ou H₃O⁺) et PO₄^3-. En solution aqueuse, il n'y a presque pas de ions PO₄^3-. Les seuls ions présents sont H₃O⁺ et H₂PO₄^2-

[inviteb2d6d7a9]

Merci pour cette reponse claire et rapide je comprend donc mieux l'ecart. Je suis quand meme etonne que mes profs ne mais jamais mentionne ce fait (OK ils ont suremment du le faire mais je devais faire l'ane au fond de la classe )

Bon maitenant je vais faire mon eleve chiant...j'ai bien reflechie a cette histoire d'ion Ca(OH)+ et j'ai essaye de coucher tout ca sur papier. Mais ya comme un hic encore...explications:

Consideront la dissolution suivante:

Ca(OH)2--> xCa2+ (+) yOH- (+) zCa(OH)+

Selon les equilibres de chrge et de matiere on a le systeme suivant:

x+z=1
y+z=2
2x-y+z=0

Ce qui donne a la fin 2x-y+z=2=0

Donc pas de solution pour ce system...ce qui veut peut etre dire qu'il faut aussi considerer d'autres ions exotiques: Ca(OH)3-...
Ou alors ca veut juse dire qu'on peut pas a priori resoudre ce probleme par cette methode...

Qu'est ce que t'en penses?

[jeanne08]

Il y a aussi l'espèce Ca(OH)2 soluble qui peut se former.
En réalité tu ne peux pas traduire la dissolution de Ca(OH)2 solide par une seule équation chimique. Il y a plusieurs réactions simultanées , la notation aq signifie que l'espèce est soluble et solvatée par l'eau:
(1) Ca(OH)2 solide = Ca2+ aq+ 2 OH- aq
(2) Ca2+aq + OH-aq = Ca(OH)+ aq
(3) Ca2+ aq+ 2 OH- aq= Ca(OH)2 aq

Les espèces Ca(OH)+ aq et Ca(OH)2 aq sont appelées des complexes et ces complexes se forment dans des proportions calculables si on a les constantes des équilibres (2) et (3) .
Si on définit la solubilité s de Ca(OH)2 solide comme le nombre de mol de solide qui se dissout dans 1L d'eau on voit que l'on a s = [Ca2+] aq + [ complexes de Ca] donc que cette solubilité s est plus grande que celle que l'on calcule à partir du produit de solubilité (1) .

[A voir en vidéo sur Futura]

[inviteb2d6d7a9]

Ok bien compris. Oui effectivement j'avais oublier ces histoires de complexation...Donc en prenant en compte le Ks et les deux "beta" de premiere et deuxieme complexations on devrait retomber sur les 0.18g/100mL de solubilte dans l'eau.
Bien vu!
Merci a vous

[inviteb2d6d7a9]

Re bonjour,
je reste dans le Ca(OH)2 et les histoires de complexation.

Bon voici le probleme:

Je dois controler le pH d'une solution saturee de Ca(OH)2 (filtree auparavant) avec une solution de NaHCO3 (non saturee)

Des les premieres goutes de NaHCO3 verse un precepiter blanc trouble la solution.

Serait ce Ca(OH)2 qui precipiterai? Je ne pense pas puisque l'abaissement du pH par HCO3- aurait tendance a le consomer.

NaOH qui precipite: non evidement (solubiliter 1.1kg/L)

NaHCO3 qui precipite, non puisque cette solution n'est pas du tout saturer a la base (genre 0.2M).

Il me reste plus qu'envisager cette reaction improbable genre:

Ca2+ (+) OH- (+) HCO3- --> CaH2CO4 (s)

Pardonnez moi mais j'y crois pas des masses...

Pour info le precipite persiste apres un volume d'NaHCO3 ajouter equivalent a celui de Ca(OH)2 initial. Soit d'un pH=12.4 jusqu'a pH =9 environ.

Merci d'avance

[invite665a0d0b]

Bonjour
Le carbonate de calcium est très insoluble...
Cordialement
rls

[jeanne08]

Je pense aussi ,que le précipité observé est du carbonate de calcium.
- L'eau de chaux ( solution saturée de chaux) sert de test qualitatif pour la mise en évidence du dioxyde de carbone ( le gaz CO2 barbote dans l'eau de chaux et on observe un précipité de CaCO3 )
- ici quand on ajoute des hydrogénocarbonates à la solution saturée de Ca(OH)2 il y a
-- une réaction acidebase HCO3- + OH- -> CO3 2-
-- et CO3 2- + Ca2+ -> CaCO3 solide

[inviteb2d6d7a9]

salut rls et merci pour ta reponse (rapide en plus).
Effectivement je n'avais pas envisage Ca(HCO3)2.
Par contre ya un truc qui me chagrine dans cette affaire.
Si lorsque que j'ajoute des ions HCO3- dans ma sauce saturee (Ca2+ + OH-) il se forme Ca(HCO3-)2 (s), comment se fait il que mon pH varie? Puisque c'etaient precisement les ions HCO3- qui devaient agirent sur les OH- pour faire baiser le pH. Alors que dans notre hypothese ils sont consome imediatement dans le reaction de complexation avec le Calcium????
J'espere avoir ete plus ou moins clair...

Cordialement

Zacky

[inviteb2d6d7a9]

mea culpa, j'ai confondu hydrogeno carbonate et carbonate....
c'est tout a fait clair maintenant!
Merci a vous deux!