Exercice n°5

Calculer la solubilité de Mg(OH)₂.

1. Dans l’eau pure. En déduire le pH d’une solution saturée.

2. Dans une solution tamponnée à pH=8.5. Commenter ce résultat.

Ks (Mg(OH)₂) = 2.10^-11.

Corrigé

1. Mg(OH)₂ = Mg²⁺ + 2 OH^-

	Mg(OH)2	= Mg^2+	+ 2 OH^-
EI	n0	0	0
EF (saturation)	n0 – x = n0 - s	x = s	2x = 2s

On a donc Ks = [Mg²⁺]_EF. [OH^-]²_EF = 4s³

s = = 1.7 10^-4 mol.L^-1.

[OH^-]_EF = 2s = 3.4 10^-4 mol.L^-1. [H₃O⁺]_EF = Ke/[OH^-]_EF =2.9 10^-11 mol.L^-1.

pH =-Log [H₃O⁺]_EF = 10.5

2. On nomme s’ la solubilité de Mg(OH)₂ dans ces conditions. La concentration de l’ion hydroxyde est fixe et celle de l’ion Mg²⁺ est s’.

Ks = [Mg²⁺]_EF. [OH^-]²_EF = s’ x( Ke / 10^-pH)² donc s’ = =2 mol.L^-1

Donc la solubilité a augmenté fortement car le milieu est plus acide. Le milieu artificiellement plus acide que si l’on faisait la dissolution dans de l’eau pure amène une disparition des ions hydroxydes et donc favorise le sens 1 de la réaction donc la dissolution.