Fig.1 - Lorsque l'on dissout du sucre dans du thé, on observe sa solubilité. Pixabay
Dans cet article, nous allons comprendre quels sont les facteurs qui affectent la solubilité et pourquoi certains solides sont solubles et d'autres non.
- Cet article est consacré à la solubilité.
- Nous verrons comment la température affecte la solubilité en nous basant sur le principe de Le Chatelier .
- Nous verrons ensuite comment les courbes de solubilité représentent graphiquement le changement de solubilité en fonction de la température
- Nous passerons ensuite en revue les règles de solubilité pour les solides ioniques.
- Enfin, nous calculerons la constante d'équilibre de solubilité (Ksp) pour comprendre ce que nous considérons comme "légèrement soluble"
Définition de la solubilité Chimie
Commençons par examiner la définition de la solubilité.
Lasolubilité est la concentration maximale de soluté (substance qui se dissout dans un solvant) qui peut être dissoute dans le solvant (dissolvant).
Dans notre exemple du thé, le sucre est le soluté qui se dissout dans le solvant (le thé). Au départ, nous avons une solution non saturée, ce qui signifie que nous n'avons pas atteint la limite de concentration et que le sucre peut encore se dissoudre. Une fois que nous avons ajouté trop de sucre, nous nous retrouvons avec une solution saturée. Cela signifie que nous avons atteint la limite, et que le sucre ajouté ne se dissoudra pas, et tu finiras par boire des granulés de sucre pur.
Solubilité et température
La solubilité est fonction de la température. Lorsqu'un solide est dissous, des liaisons sont rompues, ce qui nécessite de la chaleur ou de l'énergie. Cependant, de la chaleur est également libérée lorsque de nouvelles liaisons entre le soluté et le solvant sont établies. Généralement, la chaleur requise est supérieure à la chaleur libérée, il s'agit donc d'une réaction endothermique (gain net de chaleur). Cependant, dans certains cas, comme pour le Ca(OH)2, la chaleur libérée est plus importante, il s'agit donc d'une réaction exothermique (perte nette de chaleur).
Comment cela affecte-t-il la solubilité ? Selon qu'une réaction est endothermique ou exothermique, la solubilité peut changer en fonction du principe de Le Chatelier.
Leprincipe de Le Chatelier stipule que si un facteur de stress (chaleur, pression, concentration du réactif) est appliqué à un système en équilibre, le système se déplacera pour essayer de minimiser l'effet du stress.
Revenons à notre exemple de thé de tout à l'heure. Disons que tu veux vraiment que ton thé soit sucré, mais que tu n'aimes pas avoir à boire les parties solides. Aurais-tu besoin d'augmenter ou de diminuer la température pour augmenter la solubilité du sucre ? Examinons la réaction :
$$C_{12}H_{22}O_{11\,(s)}+\text{solvent}+\text{heat} \rightleftharpoons C_{12}H_{22}O_{aq}$$
La dissolution du saccharose (sucre de table) est endothermique, la chaleur est donc un réactif. Selon le principe de Le Chatelier, le système veut minimiser le stress, donc si nous augmentons la température (c'est-à-dire si nous ajoutons de la chaleur), le système veut fabriquer plus de produit pour "utiliser" la chaleur ajoutée. Cela signifie que le sucre non dissous pourra désormais se dissoudre. Nous utilisons les courbes de solubilité pour représenter graphiquement le changement de solubilité en fonction de la température.
Fig.2- La solubilité du saccharose augmente avec la température
La courbe ci-dessus montre comment la solubilité augmente avec la température. Les courbes sont généralement basées sur la quantité de soluté qui se dissout dans 100 g d'eau, puisqu'il s'agit du solvant le plus courant. Pour les solutés qui ont des réactions de dissolution exothermiques, cette courbe est inversée.
Combien de grammes de saccharose supplémentaires peuvent être dissous si la température passe de 40 à 50 °C ? (En supposant 100 g d'eau)
D'après notre courbe, à 40 °C, environ 240 g de saccharose peuvent être dissous. À 50 °C, c'est environ 260 g. Nous pouvons donc dissoudre ~20 g de saccharose de plus si la température est augmentée de 10°.
Le fait qu'une plus grande quantité de soluté puisse être dissoute à une température plus élevée est utilisé pour former des solutions sursaturées . Dans une solution sursaturée, il y a plus de soluté dissous que sa solubilité d'équilibre. Cela se produit lorsqu'une plus grande quantité de soluté est dissoute à une température plus élevée, puis que la solution est refroidie sans précipiter (retour à l'état solide) le soluté.
Les chauffe-mains réutilisables sont des solutions sursaturées. Le chauffe-mains contient une solution sursaturée d'acétate de sodium (soluté). Lorsque la bande métallique à l'intérieur est pliée, elle libère de minuscules morceaux de métal. L'acétate de sodium utilise ces morceaux comme sites pour la formation de cristaux (il passe de l'état dissous à l'état solide).
Lorsque les cristaux se répandent, de l'énergie est libérée, et c'est ce qui réchauffe nos mains. En plaçant un chauffe-main dans de l'eau bouillante, l'acétate de sodium est redissous et peut être réutilisé.
Règles de solubilité
Maintenant que nous avons vu comment la solubilité change en fonction de la température, il est temps d'examiner ce qui rend un produit soluble. Pour les solides ioniques, il existe des règles de solubilité qui déterminent s'ils se dissolvent ou s'ils forment un précipité (c'est-à-dire s'ils restent solides).
Dans la section suivante, tu trouveras un tableau de solubilité avec ces règles.
Tableau de solubilité
| Soluble | Exceptions | |
| Légèrement soluble | Insolubles | |
| Groupe I et sels NH4 | Aucun | Aucun |
| Nitrates (NO3-) | Aucun | Aucun |
| Perchlorates (ClO4-) | Aucun | Aucun |
| Fluorures (F-) | Aucun | Mg2+, Ca2+, Sr2+, Ba2+, Pb2+ |
| Halogénures (Cl-, Br-, I-) | PbCl2et PbBr2 | Ag+, Hg2+, PbI2, CuI, HgI2 |
| Sulfates (SO42-) | Ca2+, Ag+, Hg+, Sr2+, Ba2+, CuI, HgI2 | Sr2+, Ba2+, Pb2+ |
| Acétates (CH3CO2-) | Ag+, Hg+ | Aucun |
| Insolubles | Exceptions | |
| Légèrement soluble | Soluble | |
| Carbonates (CO32-) | Aucun | Na+, K+, NH4+ |
| Phosphates (PO42-) | Aucun | Na+, K+, NH4+ |
| Sulfures (S2-) | Aucun | Na+, K+, NH4+, Mg2+ et Ca2+ |
| Hydroxydes (OH-) | Ca2+, Sr2+ | Na+, K+, NH4+, Ba2+ |
Comme tu peux le constater, il existe de nombreuses règles de solubilité. Pour déterminer si un solide ionique est soluble, il est important de consulter tes tableaux !
Classe ces composés dans les catégories soluble, insoluble ou légèrement soluble.
a. MgF2 b. CaSO4 c. CuS d. MgI2 e. PbBr2 f. Ca(CH3CO2)2 g. NaOH
a. Alors que les fluorures sont généralement solubles, lorsqu'ils sont liés à Mg, ils sont insolubles.
b. Les sulfates sont aussi généralement solubles, mais lorsqu'ils sont liés à Ca, ils sont légèrement solubles.
c. Les sulfures sont généralement insolubles, et le Cu ne fait pas partie des exceptions, il est donc insoluble .
d. Les halogénures sont généralement solubles, et Mg n'est pas une exception, il est donc soluble.
e. Le brome est généralement soluble, mais avec Pb, il est légèrement soluble.
f. Les acétates sont généralement solubles, et Ca n'est pas une exception, il est donc soluble.
g. Les hydroxydes sont généralement insolubles, mais lorsqu'ils sont liés à Na, ils sont solubles.
Ksp et température
Une autre façon de déterminer la solubilité est de se baser sur la constante de solubilité (Ksp).
La constante de solubilité (Ksp) est la constante d'équilibre pour les solides qui se dissolvent dans une solution aqueuse (solvant de l'eau). Elle représente la quantité de soluté qui peut se dissoudre. Pour une réaction générale : $$aA \rightleftharpoons bB + cC$$
La formule de Ksp est : $$K_{sp}=[B]^b[C]^c$$.
Où [B] et [C] sont les concentrations de B et de C.
Le calcul utilise la concentration des ions, que l'on appelle leur solubilité molaire. Celle-ci est exprimée en mol/L (M).
Ainsi, lorsqu'on parle de quelque chose qui est "légèrement soluble", on veut dire qu'il a un Ksp très faible. Examinons un problème pour mieux l'expliquer.
Quel est le Ksp pour PbCl2, lorsque la concentration de Pb2+ est de 6,7 x 10-5 M ?
La première chose à faire est d'écrire l'équation équilibrée
$$PbCl_2 \rightleftharpoons Pb^{2+} + 2Cl^-$$
Puisque nous connaissons la concentration de Pb2+, nous pouvons calculer la concentration de Cl-. Pour ce faire, nous multiplions la quantité de Pb2+ par le rapport Pb2+/Cl-.
$$6.7*10^{-5}\,M\,\cancel{Pb^{2+}}*\frac{2\,M\,Cl^-}{1\,M\,\cancel{Pb^{2+}}}=1.34*10^{-4}\'M\,Cl^-$$
Nous pouvons maintenant calculer Ksp
$$K_{sp}=[Pb^{2+}][Cl^-]^2$$
$$K_{sp}=(6.7*10^{-5})({1.34*10^{-4}})^2$$
$$K_{sp}=1.20*10^{-12}$$
Le Ksp de HgSO4 à 25 °C est de 7,41 x 10-7, quelle est la concentration de SO42- qui sera dissoute ?
Nous devons d'abord établir l'équation chimique, puis nous pouvons établir l'équation pour le Ksp.
$$HgSO_4 \rightleftharpoons 2Hg^+ + SO_4^{2-}$$$.
$$K_{sp}=[Hg^+]^2[SO_4^{2-}]$$
Maintenant que nous avons établi notre équation, nous pouvons résoudre la concentration.
$$7.41*10^{-7}={[Hg^+]^2}{[SO_4^{2-}]}$$
$$7.41*10^{-7}=[x]^2[x]$$
$$7.41*10^{-7}=x^3$$
$$x=9.05*10^{-3}\,M$$
Une chose à noter est que même les composés insolubles peuvent avoir un Ksp. La valeur du Ksp est cependant si petite que la solubilité molaire des ions est négligeable en solution. C'est pourquoi il est considéré comme "insoluble" bien qu'une partie se dissolve réellement.
De plus, le Ksp, comme la solubilité, dépend de la température. Il suit les mêmes règles que la solubilité, donc le Ksp augmentera avec la température. La norme veut que le Ksp soit mesuré à 25 °C (298 K).
Solubilité - Points clés
- Lasolubilité est la concentration maximale de soluté (dissolvee) qui peut être dissoute dans le solvant (dissolver).
- Si la dissolution d'un composé est exothermique, l'augmentation de la température diminuera la solubilité. Si elle est endothermique, une augmentation de la température augmentera la solubilité.
- Lescourbes de sol ubilité indiquent comment la solubilité change en fonction de la température.
- Nous pouvons consulter les règles de solubilité pour déterminer si un composé est soluble, légèrement soluble ou insoluble.
- Ksp est la constante d'équilibre pour les solides qui se dissolvent dans une solution aqueuse (solvant de l'eau). Elle indique le degré de solubilité d'un composé et peut être utilisée pour déterminer la solubilité molaire (concentration du soluté dissous).
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