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Sauter à un chapitre clé
Nous commencerons par comprendre ce qu'est l'effet ionique commun.
Ensuite, nous ferons le lien entre l'effet ionique commun et la solubilité des sels ioniques.
Ensuite, nous passerons en revue certaines règles de solubilité et le concept de solubilité molaire.
Enfin, nous donnerons quelques exemples d'effets ioniques communs.
Définition de l'effet ionique courant
Commençons par examiner la définition du principe de Le Chatelier et celle de l'effet ionique commun.
Leprincipe de Le Chat elier stipule que lorsqu'un système chimique en équilibre subit un changement soudain de concentration, de volume, de température et/ou de pression qui l'éloigne de l'équilibre, ce changement est à son tour contrecarré par le système de manière à rétablir l'équilibre.
Le principe de Le Chatelier et l'effet d'ion commun sont directement liés. Pour comprendre l'effet d'ion commun, nous devons d'abord comprendre le principe de Le Chatelier. C'est justement pour cette raison que nous avons écrit plus haut l'importance et la définition du principe de Le Chatelier.
Pour faciliter une meilleure compréhension de cet article, nous allons revoir les principes de base de Le Chatelier ci-dessous :
Dans ce cas, uneperturbation signifie un changement dans les conditions du système. Ce qui inclut :
lechangement de température en refroidissant ou en chauffant
changement deconcentration par l'ajout ou le retrait d'un réactif ou d'un produit
changementde pression par l'ajout d'un gaz ou la diminution du volume d'une réaction.
L'équilibre chimique auquel nous faisons référence est la réaction nette globale. Lorsqu'une réaction est en équilibre, la vitesse de réaction des réactifs et des produits est équivalente.
Si une réaction n'est pas à l'équilibre, Le Chatelier affirme que la réaction reviendra à l'équilibre en ajustant les concentrations des réactifs ou des produits afin de rétablir le rapport d'équilibre.
- Lorsque nous augmentons la concentration des réactifs, l'équilibre se déplace vers la droite et la réaction en avant est favorisée, ce qui entraîne la fabrication d'une plus grande quantité de produits jusqu'à ce que l'équilibre soit de nouveau atteint.
- Lorsque nous augmentons la concentration des produits, l'équilibre se déplace vers la gauche et la réaction inverse est favorisée, ce qui entraîne la production de plus de réactifs jusqu'à ce que l'équilibre soit de nouveau atteint.
Ceci n'est qu'un bref aperçu du principe de Le Chatelier. Pour une compréhension plus approfondie, reporte-toi à notre article "Principe de Le Chatelier".
Dans l'illustration ci-dessus, l'augmentation des réactifs entraîne un déplacement de l'équilibre vers l'autre côté jusqu'à ce que l'équilibre soit rétabli par la production de plus de produits. N'oublie pas que si nous ajoutons plus de produits au lieu de réactifs, l'équilibre se déplacera vers les produits jusqu'à ce que plus de réactifs soient fabriqués pour rétablir l'équilibre.
Maintenant que nous avons examiné brièvement le principe de Le Chatelier, nous pouvons passer à la définition de notre effet ionique commun.
L'effet ionique commun est un changement d'équilibre causé par l'ajout d'un ion qui participe déjà à la réaction.
Effet de l'ion commun sur la solubilité
Puisque nous avons défini l'effet de l'ion commun comme un déplacement de l'équilibre, la prochaine question à se poser est la suivante : comment ce déplacement de l'équilibre affecte-t-il notre réaction ?
La réponse simple à cette question est que le changement d'équilibre causé par l'ajout d'un ion commun a un impact sur la solubilité.
En effet, lorsque nous ajoutons un ion commun, la réaction se déplace vers les réactifs (à gauche) pour équilibrer l'excès de produit, ce qui entraîne une précipitation plus importante pour une solution saturée.
Figure 2 : L'effet de l'ion commun illustré. Daniela Lin, Study Smarter Originals.
Dans le graphique ci-dessus, la solubilité du KCl dans l'eau est plus grande que sa solubilité dans une solution aqueuse de NaCl, car le KCl et le NaCl contiennent des ions communs (Cl).
Effet des ions communs sur la solubilité des sels ioniques
Après plusieurs expériences portant sur des sels ioniques, les scientifiques ont obtenu des tendances dans les données qu'ils ont inventées sous le nom de règles de solubilité.
Il est important que nous connaissions ces tendances générales afin de pouvoir, plus tard, calculer la solubilité molaire des ions communs.
Lasolubilité molaire est le nombre de moles d'un soluté qui peuvent être dissoutes dans un litre de solution jusqu'à ce que la solution devienne saturée.
Pour une température donnée, une solution saturée contient la quantité maximale de soluté dissous avant que la précipitation ne se produise.
Laprécipitation se produit dans une solution lorsqu'un solide se forme ou se précipite hors de la solution.
Figure 3 : Tableau de solubilité pour différents sels. L'astérisque rouge indique les exceptions, qui sont présentées dans l'image ci-dessous. Daniela Lin, Study Smarter Originals.
Figure 4 : Exceptions à la solubilité des sels ioniques illustrées. Daniela Lin, Study Smarter Originals.
En particulier, lorsqu'un excès de sel légèrement soluble se dissout dans l'eau, cela crée un équilibre entre le sel solide et les ions du sel dans la solution saturée. Une autre chose importante à savoir sur la solubilité est le Ksp.
\(K_{sp}\), constante du produit de solubilité, est la constante d'équilibre de solubilité d'un sel légèrement soluble.
Un soluté est une substance qui se dissout dans un solvant.
Unsolvant est une substance dans laquelle le soluté se dissout, ce qui donne une solution.À une température donnée, la constante du produit de solubilité, \ (K_{sp}\), conserve une valeur numérique constante même lorsque la concentration du sel change. Ainsi, plus\ (K_{sp}\) estélevée, plus le composé est soluble. Il n'est pas nécessaire d'apprendre par cœur les tables de solubilité données ci-dessus. Au lieu de cela, familiarise-toi avec eux et comprends que ceux qui forment des sels insolubles auront des \ (K_{sp}\) 's plus faibles et vice-versa pour les sels plus solubles.
Cela implique également que l'ajout d'un sel ayant un ion commun avec un sel légèrement soluble donné (soluté) entraînerait une solubilité plus faible du soluté et la formation d'un précipité plus tôt que ce que prévoit la constante du produit de solubilité, \(K_{sp}\), pour le sel pur légèrement soluble dans l'eau (solvant) seule. Rappelle que \(K_{sp}\), est calculée pour un soluté dissous dans un solvant pur.
Solubilité molaire et effet de l'ion commun
Parlons maintenant de la solubilité molaire et de l'effet ionique commun.
Nous avons mentionné précédemment que la solubilité molaire est la quantité maximale d'un soluté qui peut se dissoudre dans un solvant pur avant que la solution ne devienne saturée.
Lasaturation de la solution se produit lorsque le soluté ajouté forme un précipité.
Un précipité est la quantité de substance ajoutée qui ne forme pas de solution.
Nous avons noté qu'une fois la solution saturée, le soluté ne se dissout plus. Comme nous l'avons mentionné plus haut, nous utilisons généralement la constante de solubilité du produit \ (K_{sp}\), , pour décrire la dissolution d'un sel légèrement soluble dans une solution aqueuse. En outre, les solides ne sont généralement pas inclus car leur changement de concentration n'affecte pas \(K_{sp}\) puisqu'ils ne se dissolvent pas.
En revanche, la solubilité molaire décrit la dissolution d'une substance dans un litre de solution. L'unité de solubilité molaire est mol/L ou M.
Cela signifie que la constante de solubilité du produit n' est pas la même chose que la solubilité molaire.
Considère l'équation :
$$X_2Y\left(s \right) \rightarrow X^+\left(aq \right)+Y^-\left(aq \right)$$$.
où X2Y (s) représente un sel d'intérêt, le cation du sel est X + et l'anion du sel est Y -. Supposons que la concentration finale du cation soit de[X +] = 0,5 M, la concentration de l'anion serait alors de[Y - ] = 0,25 M (parce que, dans ce sel, X2Y, il y a 2 moles de X + pour chaque mole de Y - ). Ainsi, la constante de solubilité du produit serait donnée par :
$$K_{sp}=\left[X^+ \right]^2\left[Y^- \right]=\left[0.5 \right]^2\left[0.25 \right]=0.0625$$$.
Alors que la solubilité molaire du sel hypothétique, X2Y, que nous avons ajouté à la solution aurait juste été,[X2Y] = 0,25 M.
Exemples courants d'effets ioniques
Maintenant que nous avons lu ce qu'est \ (K_{sp}\), comment l'effet ionique commun affecte la solubilité des sels ioniques et quelques règles générales de solubilité, nous pouvons passer à l'étude de quelques exemples d'effet ionique commun.
Quelle est la concentration des ions communs dans la solution suivante ?
Une solution contenant 0,25 M de chacun des sels suivants : KCl, NaCl et AgCl.
1. Tout d'abord, nous devons identifier l'ion commun dans cette situation, qui est [Cl-]
2. cela signifie que [Cl-] = 0,25 M × 3 = 0,75 M, car les trois sels KCl, NaCl, AgCl contiennent l'ion commun, [Cl-].
Réponse : La concentration de l'ion commun, [Cl-], est donc de 0,75 M.
N'oublie pas que si nous avions un produit comme le chlorure de magnésium, MgCl2, il aurait contribué à hauteur de 0,25 M × 2 = 0,5 M, rien que pour lui, puisqu'il contient deux chlorures.
Etant donné la réaction suivante de l'oxalate de calcium se dissolvant dans l'eau :
(CaC_2O_4 (s) \N-rightleftharpoons Ca^{2+} (aq) + C_2O_4^{2-}) \N-rightleftharpoons Ca^{2+} (aq) + C_2O_4^{2-} (aq) \N). (aq) \N-)
En général, que penses-tu qu'il arrivera à l'oxalate de calcium ((CaC_2O_4)\) lorsque nous ajouterons du chlorure de calcium et pourquoi ?
Lorsque le chlorure de calcium se dissout dans l'eau, nous obtenons :
\N(CaCl_2 (s) \Nrightleftharpoons Ca^{2+} (aq) + 2Cl^{-} (aq) \N). (aq) \N-)
Selon l'effet de l'ion commun et le principe de Le Chatelier, l'ajout de CaCl_2 à la réaction donnée introduit plus de Ca^{2+} (aq ) dans la solution parce qu'ils partagent un ion commun ou Ca^{2+} (aq ) .Ajouter plus de \(Ca^{2+} (aq) \) signifie :
\N(CaC_2O_4 (s) \Nflèche gauche Ca^{2+} (aq) + C_2O_4^{2-} (aq) \N-)
Le Chatelier dirige la réaction vers les réactifs (à gauche) tandis que l'effet de l'ion commun nous indique qu'il y a une diminution de la solubilité de l'oxalate de calcium \ ((CaC_2O_4)\) dans la solution qui implique le chlorure de calcium \ ( (CaCl_2) \) .
L'ion commun, dans ce cas, est l'ion calcium. Selon l'effet de l'ion commun, la solubilité de l'oxalate de calcium, CaC2O4, diminue au fur et à mesure qu'il précipite, ce qui perturbe l'équilibre. Ainsi, Le Chatelier va entraîner la réaction vers les réactifs jusqu'à ce que l'équilibre soit rétabli.
Quelle est la solubilité molaire d'une solution d'oxalate de calcium, \(CaC_2O_4\), après que nous y ayons ajouté du chlorure de calcium , \N( (CaCl_2)\N), après y avoir ajouté du chlorure de calcium ?
Nous remarquons que pour l'oxalate de calcium, la constante de solubilité du produit est :
\N(CaC_2O_4 (s) \Nrightleftharpoons Ca^{2+} (aq) + C_2O_4^{2-} (aq) \N-)
\N(K_{sp}) = \N(2.30\Nfois10^{-9})
Disons que nous ajoutons de l'oxalate de calcium à une solution 0,15 M de chlorure de calcium.
Pour répondre à cette question, nous devrions construire un tableau ICE (Initial, Change, and Equilibrium chart) :
Figure 5 : Tableau ICE pour l'oxalate de calcium et le chlorure de calcium. Daniela Lin, Study Smarter Originals.
Le graphique ICE peut être expliqué comme suit :
- Initial, provient de la concentration initiale du cation calcium, Ca2+, qui provient du chlorure de calcium, CaCl2. Rappelle-toi que nous avons commencé avec une solution de 0,15 M CaCl2.
- Le changement provient des ions dissous \N( Ca^{2+} \N) et \N(C_2O_4^{2-} \N) (ou x) obtenus en ajoutant \N(CaC_2O_4 \N), à la solution 0,15 M \N( (CaCl_2)\N).
- L'équilibre est obtenu en additionnant les lignes Initiale et Changement.
Enfin, nous établissons l'équation \ (K_{sp}\):
\N- K_{sp}\N = \N- [Ca^{2+}] \N- [C_2O_4^{2-}] \N
\N(2.30\Nfois10^{-9}\N) = (0.15 + x) (x)
Il s'agit d'une équation quadratique qu'il est souvent difficile de résoudre directement. Cependant, comme l'oxalate de calcium n'est pas très soluble, tu peux considérer x comme négligeable (un très petit nombre) et utiliser l'approximation :
\(2.30\times10^{-9}\) = (0.15) (x)
En résolvant pour x, nous obtenons environ \ (1,50\times10^{-8}\) M pour la solubilité molaire de l'oxalate de calcium, CaC2O4, dans une solution de 0,15 M de chlorure de calcium, CaCl.
Qu'en est-il de la solubilité molaire de l'oxalate de calcium, CaC2O4, dans l'eau pure ?
Pour répondre à cette question, nous devons également construire un tableau ICE (Initial, Change, and Equilibrium chart) :
Figure 6 : Tableau ICE pour l'oxalate de calcium uniquement. Daniela Lin, Study Smarter Originals.
Le graphique ICE peut être expliqué comme suit :
- Initial, provient des concentrations initiales de chaque ion. Pour \ ( Ca^{2+} \) c'est 0 M car nous commençons avec de l'eau pure.
- Le changement, provient des ions dissous \( Ca^{2+} \) et \(C_2O_4^{2-} \) (ou x) obtenus en ajoutant \ (CaC_2O_4\), à de l' eau pure.
- L'équilibre résulte de l'addition des lignes Initiale et Changement.
Enfin, pose l'équation \(K{sp}\) :
\(K_{sp}) = \N- [ Ca^{2+}] \N- [ C_2O_4^{2-}] \N- [C_2O_4^{2-}] .
\N(2.30\Nfois10^{-9}\N) = (x) (x)
En résolvant pour x, nous obtenons environ \N(4.80\times10^{-5}\N) M pour la solubilité molaire du chlorure de calcium, CaC2O4, dans l'eau pure.
En comparant les deux exemples, nous constatons qu'avec l'ajout d'un ion commun \ ( Ca^{2+} \) la solubilité molaire de l'oxalate de calcium, CaC2O4, diminue au fur et à mesure que la précipitation est favorisée. C'est l'effet de l'ion commun qui est à l'œuvre.
Tu es arrivé à la fin de cet article. Nous avons passé en revue les bases du principe de Le Chatelier et l'avons mis en relation avec l'effet ionique commun. En outre, nous avons appris ce qu'est la solubilité molaire des ions, les règles de solubilité, et nous avons passé en revue quelques exemples pour favoriser une meilleure compréhension.
Pour plus d'exercices, tu peux te rendre sur les flashcards !
Effet d'ion commun - Principaux enseignements
Le principe de Le Chatelier traite de la perturbation de l'équilibre d'une réaction chimique.
La perturbation implique un changement des conditions du système, comme un changement de pression, de température et de concentration.
L'effet de l'ion commun est une modification de l'équilibre causée par l'ajout d'un ion qui participe déjà à la réaction.
Lorsque nous ajoutons un ion commun, la réaction se déplace vers les réactifs (à gauche) pour équilibrer l'excès de produit, ce qui entraîne une plus grande précipitation. Cela signifie que l'effet de l'ion commun DIMINUE la solubilité des ions.
Références
- Harwood, William S., F. G. Herring, Jeffry D. Madura et Ralph H. Petrucci. Principes de chimie générale et applications modernes. 9e éd. New Jersey : Prentice Hall, 2007.
- Libretexts. (2022, 8 mai). Effet d'ion commun. LibreTextes de chimie.
- Solubilité et équilibres complexes-ions. Solubility. (n.d.).
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Questions fréquemment posées en Effet ion commun
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