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Calculateur de Ksp et de solubilité
En bref : calculateur de Ksp : passez du Ksp à la solubilité molaire en mol/L ou g/L et inversement, trouvez la solubilité en présence d'un ion commun (résolution exacte) et vérifiez si un précipité se forme lors du mélange de deux solutions. Il est gratuit, fonctionne dans votre navigateur et ne nécessite aucun téléchargement.
Choisissez un sel dans la liste ou saisissez un MₓAᵧ quelconque avec son Ksp. Obtenez la solubilité molaire et en g/L, ou passez d'une solubilité mesurée au Ksp. Le mode ion commun résout numériquement l'équation complète au lieu d'utiliser l'approximation. Le mode précipitation compare Q à Ksp après mélange.
Solubilité molaire s à partir de Ksp = xxyysx+y, dans l'eau pure.
Concentration d'un ion déjà présent dans la solution (par exemple NaCl à 0,10 M donne 0,10 M de Cl⁻). Remplissez l'une ou les deux.
Saisissez la concentration de l'ion dans chaque solution avant mélange (CaCl₂ à 0,10 M donne 0,10 M de Ca²⁺ mais 0,20 M de Cl⁻).
Formules du Ksp et de la solubilité molaire
MₓAᵧ(s) ⇌ x Mʸ⁺(aq) + y Aˣ⁻(aq) Ksp = [M]ˣ[A]ʸ = (xs)ˣ(ys)ʸ = xˣyʸ s^(x+y)
| Type de sel | Exemple | Ksp en fonction de s | Solubilité s |
|---|---|---|---|
| MA (1:1) | AgCl, BaSO₄ | s² | √Ksp |
| MA₂ ou M₂A | CaF₂, Ag₂CrO₄ | 4s³ | (Ksp/4)^(1/3) |
| MA₃ ou M₃A | Fe(OH)₃, Ag₃PO₄ | 27s⁴ | (Ksp/27)^(1/4) |
| M₃A₂ ou M₂A₃ | Ca₃(PO₄)₂ | 108s⁵ | (Ksp/108)^(1/5) |
Effet d'ion commun
Si la solution contient déjà une concentration c de l'un des ions, résolvez (xs + cM)ˣ(ys + cA)ʸ = Ksp. L'approximation habituelle néglige s devant c, ce qui n'est valable que si s est très inférieur à c. Ce calculateur résout numériquement l'équation complète et montre l'écart de l'approximation.
Un précipité va-t-il se former ?
Après mélange, calculez la nouvelle concentration de chaque ion (moles ÷ volume total) et le quotient de réaction Q = [M]ˣ[A]ʸ. Si Q est supérieur à Ksp, un précipité se forme. Si Q est inférieur ou égal à Ksp, il ne s'en forme pas.
Valeurs de Ksp de sels courants (25 °C)
| Sel | Ksp | Ksp = | s (mol/L) | s (g/L) | M (g/mol) |
|---|---|---|---|---|---|
| AgCl | 1.8 × 10⁻¹⁰ | s² | 1.3 × 10⁻⁵ | 1.9 × 10⁻³ | 143.32 |
| AgBr | 5.0 × 10⁻¹³ | s² | 7.1 × 10⁻⁷ | 1.3 × 10⁻⁴ | 187.77 |
| AgI | 8.3 × 10⁻¹⁷ | s² | 9.1 × 10⁻⁹ | 2.1 × 10⁻⁶ | 234.77 |
| Ag₂CrO₄ | 1.1 × 10⁻¹² | 4s³ | 6.5 × 10⁻⁵ | 2.2 × 10⁻² | 331.73 |
| Ag₂CO₃ | 8.1 × 10⁻¹² | 4s³ | 1.3 × 10⁻⁴ | 3.5 × 10⁻² | 275.74 |
| Ag₂SO₄ | 1.2 × 10⁻⁵ | 4s³ | 1.4 × 10⁻² | 4.5 × 10⁰ | 311.79 |
| Ag₃PO₄ | 8.9 × 10⁻¹⁷ | 27s⁴ | 4.3 × 10⁻⁵ | 1.8 × 10⁻² | 418.57 |
| BaSO₄ | 1.1 × 10⁻¹⁰ | s² | 1.0 × 10⁻⁵ | 2.4 × 10⁻³ | 233.38 |
| BaCO₃ | 5.1 × 10⁻⁹ | s² | 7.1 × 10⁻⁵ | 1.4 × 10⁻² | 197.34 |
| BaF₂ | 1.7 × 10⁻⁶ | 4s³ | 7.5 × 10⁻³ | 1.3 × 10⁰ | 175.32 |
| CaCO₃ (calcite) | 3.3 × 10⁻⁹ | s² | 5.7 × 10⁻⁵ | 5.7 × 10⁻³ | 100.09 |
| CaF₂ | 3.9 × 10⁻¹¹ | 4s³ | 2.1 × 10⁻⁴ | 1.7 × 10⁻² | 78.07 |
| CaSO₄ | 2.4 × 10⁻⁵ | s² | 4.9 × 10⁻³ | 6.7 × 10⁻¹ | 136.13 |
| Ca(OH)₂ | 6.5 × 10⁻⁶ | 4s³ | 1.2 × 10⁻² | 8.7 × 10⁻¹ | 74.09 |
| Ca₃(PO₄)₂ | 2.0 × 10⁻²⁹ | 108s⁵ | 7.1 × 10⁻⁷ | 2.2 × 10⁻⁴ | 310.17 |
| Mg(OH)₂ | 5.6 × 10⁻¹² | 4s³ | 1.1 × 10⁻⁴ | 6.5 × 10⁻³ | 58.32 |
| Fe(OH)₂ | 4.9 × 10⁻¹⁷ | 4s³ | 2.3 × 10⁻⁶ | 2.1 × 10⁻⁴ | 89.86 |
| Fe(OH)₃ | 2.8 × 10⁻³⁹ | 27s⁴ | 1.0 × 10⁻¹⁰ | 1.1 × 10⁻⁸ | 106.87 |
| Al(OH)₃ | 1.3 × 10⁻³³ | 27s⁴ | 2.6 × 10⁻⁹ | 2.1 × 10⁻⁷ | 78 |
| Cu(OH)₂ | 2.2 × 10⁻²⁰ | 4s³ | 1.8 × 10⁻⁷ | 1.7 × 10⁻⁵ | 97.56 |
| Zn(OH)₂ | 3.0 × 10⁻¹⁷ | 4s³ | 2.0 × 10⁻⁶ | 1.9 × 10⁻⁴ | 99.39 |
| Ni(OH)₂ | 5.5 × 10⁻¹⁶ | 4s³ | 5.2 × 10⁻⁶ | 4.8 × 10⁻⁴ | 92.71 |
| PbCl₂ | 1.7 × 10⁻⁵ | 4s³ | 1.6 × 10⁻² | 4.5 × 10⁰ | 278.1 |
| PbI₂ | 7.1 × 10⁻⁹ | 4s³ | 1.2 × 10⁻³ | 5.6 × 10⁻¹ | 461.01 |
| PbSO₄ | 2.5 × 10⁻⁸ | s² | 1.6 × 10⁻⁴ | 4.8 × 10⁻² | 303.26 |
| PbCrO₄ | 2.8 × 10⁻¹³ | s² | 5.3 × 10⁻⁷ | 1.7 × 10⁻⁴ | 323.19 |
| CuI | 1.3 × 10⁻¹² | s² | 1.1 × 10⁻⁶ | 2.2 × 10⁻⁴ | 190.45 |
| Hg₂Cl₂ | 1.3 × 10⁻¹⁸ | 4s³ | 6.9 × 10⁻⁷ | 3.2 × 10⁻⁴ | 472.08 |
| SrSO₄ | 3.4 × 10⁻⁷ | s² | 5.8 × 10⁻⁴ | 1.1 × 10⁻¹ | 183.68 |
Ce sont des valeurs usuelles de manuels. Les valeurs publiées de Ksp varient selon les sources, parfois d'un facteur 2 ou plus, en particulier pour les hydroxydes et les carbonates. CaCO₃ utilise 3,3 × 10⁻⁹ (calcite) ; certains manuels donnent 4,5 × 10⁻⁹ ou 8,7 × 10⁻⁹. PbI₂ utilise 7,1 × 10⁻⁹ ; d'autres donnent 9,8 × 10⁻⁹ ou 1,4 × 10⁻⁸. Utilisez la valeur de votre cours en la saisissant dans le champ Ksp. Les solubilités sont calculées dans l'eau pure et négligent l'hydrolyse, les ions complexes et les effets d'activité.
Exemples résolus
Solubilité de AgCl
Ksp = 1,8 × 10⁻¹⁰ = s².
s = √(1,8 × 10⁻¹⁰). En g/L : 1,34 × 10⁻⁵ × 143,32
s = 1,34 × 10⁻⁵ M = 1,9 × 10⁻³ g/L
Solubilité de CaF₂
Ksp = 3,9 × 10⁻¹¹ = (s)(2s)² = 4s³.
s = (3,9 × 10⁻¹¹ / 4)^(1/3)
s = 2,1 × 10⁻⁴ M, [F⁻] = 4,3 × 10⁻⁴ M
Ksp à partir de la solubilité (type concours)
La solubilité de BaSO₄ est de 2,4 × 10⁻³ g/L. M = 233,38 g/mol.
s = 2,4 × 10⁻³ / 233,38 = 1,03 × 10⁻⁵ M ; Ksp = s²
Ksp = 1,06 × 10⁻¹⁰
Effet d'ion commun
Solubilité de AgCl dans NaCl à 0,10 M.
s(s + 0,10) = 1,8 × 10⁻¹⁰, donc s ≈ 1,8 × 10⁻¹⁰ / 0,10
s = 1,8 × 10⁻⁹ M (7500 fois moins que dans l'eau)
Test de précipitation (type AP)
On mélange 100 mL de Pb(NO₃)₂ à 0,010 M avec 100 mL de KI à 0,010 M. Ksp(PbI₂) = 7,1 × 10⁻⁹.
Après mélange, [Pb²⁺] = [I⁻] = 0,0050 M. Q = (0,0050)(0,0050)² = 1,25 × 10⁻⁷.
Q supérieur à Ksp, donc PbI₂ précipite
Comparer des solubilités (piège classique)
AgCl (Ksp 1,8 × 10⁻¹⁰) ou Ag₂CrO₄ (Ksp 1,1 × 10⁻¹²) : lequel se dissout le plus ?
AgCl : s = 1,3 × 10⁻⁵ M. Ag₂CrO₄ : s = (1,1 × 10⁻¹² / 4)^(1/3) = 6,5 × 10⁻⁵ M.
Ag₂CrO₄ est plus soluble malgré son Ksp plus petit
Erreurs courantes
- Oublier les coefficients. Pour CaF₂, [F⁻] = 2s, et ce terme est au carré : Ksp = s(2s)² = 4s³, et non s³ ou 2s².
- Comparer des Ksp de sels de types différents. Un Ksp plus petit ne signifie une solubilité plus faible que si les sels ont le même rapport x : y. Comparez plutôt les solubilités molaires.
- Négliger la dilution lors du mélange. Mélanger des volumes égaux divise chaque concentration par deux avant le calcul de Q.
- Concentration du sel ou de l'ion. CaCl₂ à 0,10 M donne 0,20 M de Cl⁻. Na₂SO₄ à 0,10 M donne 0,10 M de SO₄²⁻.
- Utiliser l'approximation quand elle ne tient pas. Si la concentration de l'ion commun n'est pas très supérieure à s, l'approximation peut être très éloignée. Utilisez le résultat exact.
- Hydrolyse et complexes. Carbonates, phosphates, sulfures et hydroxydes sont plus solubles en milieu acide. Un excès de Cl⁻ ou de NH₃ peut dissoudre AgCl sous forme d'ions complexes. Ces formules simples négligent ces deux effets.
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Ouvrir l'éditeur MolDrawQuestions fréquentes
Comment calculer la solubilité molaire à partir de Ksp ?
Écrivez l'équation de dissolution, exprimez chaque ion comme un multiple de s et résolvez Ksp = xˣyʸ s^(x+y). Pour AgCl, s = √Ksp = √(1,8 × 10⁻¹⁰) = 1,34 × 10⁻⁵ M. Pour CaF₂, s = (Ksp/4)^(1/3) = 2,1 × 10⁻⁴ M.
Comment convertir une solubilité en g/L en Ksp ?
Divisez par la masse molaire pour obtenir des mol/L, puis utilisez l'expression de Ksp. 2,4 × 10⁻³ g/L de BaSO₄ correspondent à 1,03 × 10⁻⁵ M, donc Ksp = (1,03 × 10⁻⁵)² = 1,06 × 10⁻¹⁰.
Qu'est-ce que l'effet d'ion commun ?
Un sel est moins soluble dans une solution qui contient déjà l'un de ses ions, car l'équilibre se déplace vers le solide (Le Chatelier). AgCl est environ 7500 fois moins soluble dans NaCl à 0,10 M que dans l'eau pure.
Comment savoir si un précipité va se former ?
Calculez les concentrations des ions après mélange et le quotient de réaction Q = [M]ˣ[A]ʸ. Si Q est supérieur à Ksp, un précipité se forme. Si Q est inférieur ou égal à Ksp, la solution reste limpide.
Un Ksp plus petit signifie-t-il toujours une solubilité plus faible ?
Seulement pour des sels de même type, par exemple deux sels 1:1. Ag₂CrO₄ a un Ksp plus petit que AgCl mais une solubilité molaire plus élevée, car son Ksp vaut 4s³ et non s².
Pourquoi les valeurs de Ksp diffèrent-elles d'un manuel à l'autre ?
Les valeurs de Ksp proviennent de mesures, de températures et de corrections de force ionique différentes. Des écarts d'un facteur 2 ou plus sont courants pour les hydroxydes et les carbonates. Utilisez la valeur donnée par votre cours ou votre sujet d'examen.
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