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Effet d'ion commun

Le déplacement des équilibres de solubilité obéit au même principe de Le Châtelier tel qu'illustré antérieurement pour les autres types d'équilibre. Ainsi, si nous ajoutons à une solution saturée en PbCl2 un sel fortement soluble contenant un ion commun, soit KCl ou NaCl, la concentration en ions Cl- augmente. Pour que la relation du produit de solubilité reste vérifiée, il faudra consommer des ions Pb2+, en précipitant partiellement PbCl2. Si on désigne par [Cl-] la concentration en chlorure ajouté, on trouve :

Ksp = S' (2 S' + [Cl-])2 = 1,7 × 10-5 M3

Puisque l'équilibre est déplacé vers la gauche par l'addition du chlorure, la nouvelle solubilité S' du chlorure de plomb sera nécessairement plus faible que S. Si [Cl-] est suffisamment grand, on peut, plutôt que de résoudre l'équation du second degré en S', négliger 2 S' devant [Cl-], ce qui fournit :

S' = 1,7 × 10-5 / [Cl-]2

Cette approximation ne sera plus valable pour [Cl-] ≤ 0,1 M dans le cas de PbCl2 dont le produit de solubilité est relativement élevé.

On peut donc énoncer la règle générale suivante : la solubilité d'un sel est réduite en présence d'un électrolyte possédant un ion commun avec ce sel. Cette situation est mise à profit pour éliminer d'une solution des sels peu solubles (de métaux lourds, par exemple), par addition de sels très solubles à ion commun (sels alcalins le plus souvent).

Si l'anion formé par la dissociation du composé peu soluble est impliqué dans un équilibre acide-base (ions OH- ou S2-) la position de l'équilibre sera influencée par l'acidité du milieu. Considérons deux exemples de tels cas. Beaucoup d'hydroxydes sont peu solubles. Pour l'hydroxyde d'aluminium Al(OH)3, le produit de solubilité vaut 10-33 M4. En milieu neutre, la concentration en ion hydroxyde vaut 10-7 de sorte que la dissolution d'un sel soluble d'aluminium, par exemple AlCl3, entraînera la précipitation d'hydroxyde de manière à respecter la valeur du Ksp :

[Al]3+][OH-]3= 10-33 M4

ou avec [OH-] = 10-7 M, [Al3+] = 10-33/10-21 = 10-12 M ce qui indique une très faible solubilité. En milieu acide, par exemple à une concentration 1,00 × 10-3 M en acide fort, la concentration en proton vaut 10-3 et celle des ions hydroxydes vaut donc 10-11, de sorte que la solubilité de l'aluminium sera considérablement accrue : [Al3+] = 10-33/10-33 = 1 M.

La précipitation des sulfures est aussi fortement influencée par l'acidité du milieu mais l'analyse quantitative du processus est plus complexe dans ce cas du fait qu'il faut prendre en considération l'équilibre de précipitation du sulfure métallique qui s'écrit pour un ion métallique bivalent :

MeS (solide) ⇌ Me2+ + S2-


simultanément à l'équilibre de dissociation du sulfure d'hydrogène (ou acide sulfhydrique) :

H2S ⇌ H+ + HS-
HS- ⇌ H+ + S2-


En milieu acide, les équilibres ci-dessus sont déplacés vers la gauche ce qui diminue fortement la concentration en ions sulfures S2-et permet aux ions métalliques dont les sulfures sont peu solubles de rester en solution.