Équilibres chimiques : redéfinir la constante d'équilibre

Rappelons que la solubilité d’un sel peu soluble augmente avec l’ajout d’un sel inerte dans un phénomène connu sous le nom d’effet sel.

L’ampleur de l’effet salin dépend de la force ionique de la solution.

Pour tenir compte de l’écart par rapport à l’idéalité, la constante d’équilibre doit se rapporter à l’activité – qui incorpore l’énergie molaire partielle de Gibbs, ou potentiel chimique – de chaque espèce.

Cette constante d’équilibre, appelée constante d’équilibre thermodynamique ou standard, exprime le changement d’énergie de Gibbs du processus et intègre les effets de la force ionique.

À une force ionique négligeable, le coefficient d’activité est à peu près égal à l’unité, et la constante d’équilibre de concentration est à peu près égale à la constante d’équilibre thermodynamique.

Cette approximation est valable pour les solutions d’ions chargés individuellement ou d’espèces non dissociatives dont l’intensité ionique est inférieure à 0,01 mole par litre.

Cependant, pour les solutions dont l’intensité ionique est supérieure à 0,01 mole par litre ou dont les ions sont chargés en plusieurs fois, des corrections du coefficient d’activité sont nécessaires pour éviter des erreurs importantes.