Philippe APLINCOURT
Master 1 MEEF Physique-Chimie




TD 12

Equilibres de précipitation



Condition de précipitation
1.
Pour ce mélange, il y a précipitation si : Q = [Ag+].[CH3COO–] = KS = 10-2,7 = 2,0.10-3

Calculons les concentrations en ion argent et éthanoate :


Ag  = VC +.VV
+ 1 1
=
0,1 * 10
10 + 10
= 0,05 mol.L-1
1 2



CH COO  = VC +.VV
3
− 2 2
=
0,1 * 10
10 + 10
= 0,05 mol.L-1
1 2


D’où : Q = [Ag+].[CH3COO–] = (0,05)2 = 2,5.10-3

Q > KS  on observe donc la précipitation de AgCH3COO.


2.
Pour ce mélange, il y a précipitation si : Q = [Ag+].[CH3COO–] = KS = 10-2,7 = 2,0.10-3

La concentration en ion CH3COO– est fixée par la décomposition de l’acide acétique :

CH3COOH + H2O = CH3COO– + H3O+ KA = 10-4,8
E.I. C 2 .V2 0,05 * 50 Excès - -
C= = = 0,025
V1 + V2 50 + 50

E.F. C–h Excès h h

K < 10-3  on supposera h << C. On peut donc écrire :


KA =
H O . CH COO  =
3
+
3
−
h2

h2
 h = K A .C = 10 −4,8 * 0,025 = 6,3.10 −4 mol.L-1
CH 3 COOH C−h C

On a donc bien h << C2.

Les concentrations en ion argent et éthanoate sont donc les suivantes :

Ag  = VC +.VV
+ 1 1
=
0,12 * 50
50 + 50
= 0,06 mol.L-1 et CH COO  = 6,3.10
3
− −4
mol.L-1
1 2


D’où : Q = [Ag+].[CH3COO–] = 0,06 * 6,3.10-4 = 3,8.10-5

Q < KS  on n’observe donc pas la précipitation de AgCH3COO.
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Etude du catalyseur Ziegler-Natta
1.
L’équation support de la réaction de titrage s’écrit :

Ti3+ + Ce4+ = Ti4+ + Ce3+


2.
A l’équivalence du titrage :

C.VE 0,100 *12,0
C1.E = C.VE soit C1 = =
E 10,0

A.N. : C1 = 0,120 mol.L-1


3.
L’équation de la réaction de précipitation de Ti(OH)3 s’écrit :

Ti3+ + 3 HO– = Ti(OH)3(s)

Le solide précipite lorsque :

KS 10−38
[Ti3+].[HO–]3 = KS   HO−  = 3 = 3 = 4,4.10-13 mol.L-1
Ti3+  0,12

Le pH de début de précipitation vaut alors :

 K   10−14 
pH = − log  H 3O +  = − log  e
 = − log  −13 
  HO −    4, 4.10 
 

A.N. : pH = 1,6
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Précipitation sélective en fonction du pH
La solution est le siège des équilibres suivants :

(1) BaCrO4(s) = Ba2+ + CrO42- KS1 = 10-9,7
(2) SrCrO4(s) = Sr2+ + CrO42- KS2 = 10-4,4
(3) CrO42- + H3O+ = HCrO4- + H2O K = 1/KA = 10+6,4


Calcul de [CrO42-] limite pour précipiter 99% de BaCrO4 :

CrO42- + Ba2+ → BaCrO4(s) K1 = 10+9,7
E.I. 10-2

E.F. 10-4 9,9.10-3

K S1
KS1 = [CrO42-].[Ba2+]  [CrO24− ] = 2+
= 2,0.10-6 mol.L-1
[Ba ]


Calcul de [CrO42-] limite pour ne précipiter que 1% de SrCrO4 :

CrO42- + Sr2+ → SrCrO4(s) K2 = 10+4,4
E.I. 10-2

E.F. 9,9.10-3 10-4

K S2
KS2 = [CrO42-].[Sr2+]  [CrO24− ] = = 4,0.10-3 mol.L-1
[Sr 2+ ]

Pour que 99% au moins du chromate de baryum précipite sans que plus de 1% du chromate de strontium ne
précipite, [CrO42-] doit donc être comprise dans le domaine de concentration suivant :

2,0.10-6 mol.L-1 < [CrO42-] < 4,0.10-3 mol.L-1



[CrO42-] + [HCrO4-] + [BaCrO4] + [SrCrO4] = 0,1 mol.L-1  [CrO42-] + [HCrO4-] = 9.10-2 mol.L-1



[CrO 24− ].h  h   0,09 
Or KA =  [CrO24− ].1 +  = 0,09 mol.L-1  h = K A . − 1
[HCrO −4 ]  KA 
2−
 [CrO4 ] 




2,0.10-6 mol.L-1 < [CrO42-] < 4,0.10-3 mol.L-1  8,6.10-6 mol.L-1 < h < 1,8.10-2 mol.L-1

Soit 1,7 < pH < 5,1
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Dosage du sulfate de baryum
1.
L'équilibre de dissolution s'écrit :

BaSO4(s) = SO42– + Ba2+ KS = 10-10
E.I. Excès - -

E.F. Excès s s

 
K S = Ba 2 + . SO 24 − = s 2   s = KS A.N. : s = 10-5 mol.L-1.

M(BaSO4) = 137 + 32 + (4 * 16) = 233 g.mol-1  s = 2,33.10-3 g.L-1


2.
L'équilibre de dissolution s'écrit :

BaSO4(s) = SO42– + Ba2+ KS = 10-10
E.I. Excès - 10-3

E.F. Excès s’ 10-3 + s’

   (
K S = Ba 2+ . SO 24− = 10 −3 + s' .s' )
Comme la solubilité doit diminuer par effet d’ion commun, on s’attend à ce que s’ < 10 -5 mol.L-1.


 ( )
K S = 10 −3 + s' .s'  10 −3.s'  s' =
KS
−3
A.N. : s’ = 10-7 mol.L-1 = 2,33.10-5 g.L-1
10

3.
La réaction de dosage est la suivante :
Ba2+ + SO4...