Solubilité molaire Ksp cégep : calculer et comparer
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Appelez : +1-514-588-7682En bref : le produit de solubilité Ksp cégep
- Le Ksp est la constante d’équilibre d’un composé ionique peu soluble qui se dissout partiellement dans l’eau
- Plus le Ksp est petit, moins le composé est soluble dans l’eau pure
- La solubilité molaire s (mol/L) se calcule à partir du Ksp selon la stœchiométrie exacte de la dissolution
- L’effet d’ion commun réduit fortement la solubilité quand un ion identique est déjà présent en solution
La solubilité molaire Ksp cégep se calcule à partir du produit de solubilité, qui décrit la dissolution partielle d’un composé ionique peu soluble dans l’eau — pour AgCl, par exemple, un Ksp de 1,8 × 10⁻¹⁰ donne une solubilité molaire d’environ 1,34 × 10⁻⁵ mol/L. Ce guide explique comment écrire l’expression du Ksp, calculer la solubilité molaire, puis comment l’effet d’ion commun change tout.
Qu’est-ce que le produit de solubilité Ksp cégep ?
Le Ksp est la constante d’équilibre de la réaction de dissolution d’un composé ionique peu soluble : pour AgCl(s) ⇌ Ag⁺(aq) + Cl⁻(aq), le Ksp s’écrit Ksp = [Ag⁺][Cl⁻], exactement comme n’importe quelle constante d’équilibre — sans inclure le solide, dont la « concentration » ne varie pas. Un Ksp très petit signifie que très peu de composé se dissout avant que l’équilibre soit atteint.
| Composé | Équation de dissolution | Ksp (à 25 °C) |
|---|---|---|
| AgCl | AgCl(s) ⇌ Ag⁺ + Cl⁻ | 1,8 × 10⁻¹⁰ |
| CaF₂ | CaF₂(s) ⇌ Ca²⁺ + 2F⁻ | 3,9 × 10⁻¹¹ |
| PbCl₂ | PbCl₂(s) ⇌ Pb²⁺ + 2Cl⁻ | 1,7 × 10⁻⁵ |
Le solide AgCl(s) se dissocie partiellement en ions Ag⁺ et Cl⁻ libres, jusqu’à ce que l’équilibre décrit par le Ksp soit atteint.
Comment calculer la solubilité molaire Ksp cégep, étape par étape ?
On pose s comme la solubilité molaire (en mol/L), on exprime chaque concentration à l’équilibre en fonction de s selon les coefficients stœchiométriques, puis on résout l’équation du Ksp. Pour AgCl, chaque mole dissoute produit une mole de Ag⁺ et une mole de Cl⁻, donc Ksp = [Ag⁺][Cl⁻] = (s)(s) = s². Avec Ksp = 1,8 × 10⁻¹⁰, on obtient s = √(1,8 × 10⁻¹⁰) = 1,34 × 10⁻⁵ mol/L.
Piège fréquent : pour un composé comme CaF₂, chaque mole dissoute produit une mole de Ca²⁺ mais DEUX moles de F⁻ — donc Ksp = (s)(2s)² = 4s³, pas simplement s². Oublier ce facteur 2 (et son exposant) est l’erreur la plus fréquente sur ce type de calcul.
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Qu’est-ce que l’effet d’ion commun sur la solubilité ?
Ajouter en solution un ion déjà présent dans l’équilibre de dissolution réduit fortement la solubilité du composé, parce que le Ksp reste fixe : si un des deux facteurs augmente, l’autre doit diminuer. Pour AgCl dans une solution de NaCl à 0,10 mol/L, le Cl⁻ provenant du NaCl domine largement : [Ag⁺] = Ksp / [Cl⁻] = (1,8 × 10⁻¹⁰) / 0,10 = 1,8 × 10⁻⁹ mol/L — près de 7 500 fois moins soluble que dans l’eau pure.
| Milieu | Solubilité de AgCl |
|---|---|
| Eau pure | 1,34 × 10⁻⁵ mol/L |
| Solution de NaCl à 0,10 mol/L | 1,8 × 10⁻⁹ mol/L |
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Ce guide suit le contenu standard du cours de chimie des solutions (202-NYB) offert dans les cégeps québécois. Le plan de cours exact, la pondération et l’ordre de présentation varient d’un établissement à l’autre — confirmez toujours la matière exacte couverte avec votre enseignant avant un examen.
Ce chapitre s’appuie directement sur les équilibres chimiques et la constante Keq, et se combine souvent avec les équilibres acidobasiques et le pH dans le cours 202-NYB.
Pour une vue d’ensemble du reste du programme de chimie des solutions au cégep, notre page tutorat Cégep 2 détaille l’accompagnement offert en ligne.
❓ Questions fréquentes
Q1 : Qu’est-ce que le Ksp en chimie des solutions ?
R : Le Ksp est la constante d’équilibre d’un composé ionique peu soluble qui se dissout partiellement dans l’eau. Plus le Ksp est petit, moins le composé est soluble.
Q2 : Comment écrire l’expression du Ksp pour CaF₂ ?
R : Pour CaF₂(s) ⇌ Ca²⁺ + 2F⁻, le Ksp s’écrit Ksp = [Ca²⁺][F⁻]², avec un exposant 2 sur [F⁻] parce que la dissolution produit deux moles de F⁻ pour chaque mole de CaF₂.
Q3 : Comment calculer la solubilité molaire d’un composé à partir de son Ksp ?
R : On pose s comme solubilité molaire, on exprime chaque ion à l’équilibre en fonction de s selon la stœchiométrie, puis on résout l’équation du Ksp pour s. Pour AgCl (Ksp = 1,8 × 10⁻¹⁰), s = √Ksp = 1,34 × 10⁻⁵ mol/L.
Q4 : Qu’est-ce que l’effet d’ion commun ?
R : C’est la diminution de la solubilité d’un composé ionique quand un ion identique à l’un de ses ions constitutifs est déjà présent en solution, parce que le Ksp doit rester constant.
Q5 : Pourquoi oublie-t-on souvent l’exposant dans le calcul du Ksp ?
R : Parce qu’on confond le coefficient stœchiométrique (qui multiplie s avant de l’élever à une puissance) avec l’exposant lui-même. Pour CaF₂, [F⁻] = 2s, donc Ksp = (s)(2s)² = 4s³, pas 2s³.
Q6 : Un tuteur en ligne peut-il aider avec les calculs de Ksp et d’effet d’ion commun ?
R : Oui, un tuteur en ligne peut pratiquer ces calculs avec l’élève sur plusieurs composés différents jusqu’à ce que la méthode devienne automatique, y compris les cas avec effet d’ion commun.
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Conclusion
Le Ksp est simplement une constante d’équilibre appliquée à la dissolution d’un composé peu soluble : une fois l’expression bien écrite selon la stœchiométrie, calculer la solubilité molaire ou l’effet d’un ion commun devient une question de résoudre une équation, pas de mémoriser une nouvelle méthode.
À retenir :
- ✅ Le Ksp ne contient jamais le solide, seulement les ions en solution
- ✅ Respectez l’exposant de chaque ion selon les coefficients stœchiométriques
- ✅ Un ion commun déjà présent réduit fortement la solubilité, même si le Ksp ne change pas
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