Ce que fait le calculateur d'effet d'ion commun
L'effet d'ion commun est la baisse de solubilité d'un composé ionique peu soluble lorsque la solution contient déjà l'un de ses propres ions. Ce calculateur prend le produit de solubilité d'un sel (Ksp), sa stœchiométrie ionique et la concentration molaire de l'ion commun déjà dissous, puis renvoie la solubilité molaire réprimée s′ — c'est-à-dire la quantité de sel qui peut encore se dissoudre. Il indique aussi la solubilité dans l'eau pure à titre de comparaison, afin que vous voyiez précisément avec quelle force l'ion commun repousse l'équilibre vers le solide non dissous.
Comment l'utiliser
Saisissez le Ksp du sel (la notation scientifique telle que 1.8e-10 est acceptée). Pour un sel MxAy, indiquez le coefficient du cation x et le coefficient de l'anion y — pour AgCl, les deux valent 1 ; pour CaF2, utilisez x = 1, y = 2. Saisissez la concentration molaire de l'ion déjà présent, puis choisissez si cet ion commun est le cation ou l'anion. Le résultat affiche la solubilité réprimée et combien de fois elle est plus faible que dans l'eau pure.
La formule expliquée
Un sel se dissout selon son équilibre, et le produit de solubilité fixe le produit des concentrations ioniques :
$$K_{sp} = [M^{n+}]^x\,[A^{m-}]^y$$
Dans l'eau pure, avec x cations et y anions libérés par unité formulaire, la solubilité molaire vaut
$$s = \left( \frac{ K_{sp} }{ x^x\,y^y } \right)^{1/(x+y)}$$
Lorsqu'un ion commun est déjà présent à la concentration C, la concentration de cet ion est fixée principalement par C plutôt que par le sel qui se dissout (principe de Le Chatelier). En supposant que l'ion ajouté domine — c'est-à-dire que C est bien supérieur à la quantité supplémentaire apportée par la dissolution — la solubilité réprimée pour un anion commun est
$$s' = \left( \frac{ K_{sp} }{ x^x\,C^y } \right)^{1/x}$$
et pour un cation commun elle vaut
$$s' = \left( \frac{ K_{sp} }{ C^x\,y^y } \right)^{1/y}$$
Exemple résolu
Le chlorure d'argent (AgCl, x = 1, y = 1) a un Ksp = 1.8 × 10−10. Dans l'eau pure, sa solubilité est s = √(1.8 × 10−10) ≈ 1.34 × 10−5 mol/L. Dissolvez-le maintenant dans du chlorure de sodium à 0.10 M, de sorte que l'anion commun Cl− soit déjà à 0.10 M :
$$s' = \frac{ 1.8\times10^{-10} }{ 0.10 } = 1.8\times10^{-9}\ \text{M}$$
Le fond de chlorure réduit la solubilité du chlorure d'argent d'environ 7,450 fois — d'environ 1.3 × 10−5 M à 1.8 × 10−9 M.
Questions fréquentes
Pourquoi l'ajout d'un ion commun abaisse-t-il la solubilité ? D'après le principe de Le Chatelier, augmenter la concentration d'un ion produit déplace l'équilibre de dissolution vers le solide non dissous, si bien que moins de sel se dissout. Le produit des concentrations ioniques doit toujours être égal à Ksp ; donc si un ion est forcé à la hausse, l'autre doit baisser.
Cela suppose-t-il que l'ion commun est bien plus concentré que le sel qui se dissout ? Oui. Le calcul utilise l'approximation standard selon laquelle la concentration d'ion commun ajoutée C fixe la concentration totale de cet ion, ce qui est exact dès que C est bien supérieur à la solubilité réprimée du sel — le cas habituel. Lorsque C est comparable à la solubilité dans l'eau pure, considérez le résultat comme une estimation approchée.
Quelle valeur dois-je saisir pour la concentration d'ion commun ? Utilisez la molarité de l'ion partagé fourni par l'autre source, entièrement soluble. Pour AgCl dans du NaCl à 0.10 M, l'ion commun est Cl− à 0.10 M ; pour PbCl2 dans du Pb(NO3)2 à 0.20 M, l'ion commun est Pb2+ à 0.20 M.
