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La solubilité est un terme utilisé en chimie pour décrire les propriétés des composés solides qui se dissolvent complètement dans les liquides, et ce, sans laisser de particules non dissoutes. Seuls les composés ioniques (électriquement chargés) sont solubles. Pour résoudre des problèmes pratiques, vous devez soit mémoriser quelques principes ou utiliser un tableau des règles de solubilité. Cela vous aidera à savoir si la plupart des composés ioniques vont se dissoudre ou pas quand ils seront ajoutés dans l'eau. En effet, certaines molécules se dissolvent même si vous ne remarquez pas un changement. Par conséquent, dans le cas d'une expérience nécessitant un niveau de précision plus élevée, vous devrez peut-être utiliser une méthode de calcul.
Étapes
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Apprenez-en plus sur les composés ioniques. Chaque atome contient une certaine quantité d'électrons. Cependant, il y a des occasions où un atome attire ou perd un ou plusieurs électrons. Il devient ainsi un ion , c'est-à-dire une espèce chimique électriquement chargée. Quand un ion chargé négativement (qui a un ou plusieurs électrons supplémentaires) s'associe à un ion chargé positivement (qui a perdu un ou plusieurs électrons), il se forme une liaison, de la même façon que les pôles de charges opposées des aimants s'attirent. Cela crée ainsi un composé ionique.
- Les ions qui ont des charges négatives sont appelés des anions et ceux qui sont chargés positivement sont des cations .
- Les atomes ordinaires contiennent le même nombre de protons et d'électrons, permettant ainsi de neutraliser les charges électriques.
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Comprenez la notion de solubilité. Les molécules d'eau (H 2 O) ont une structure inhabituelle, qui les rend semblables à un aimant en ce sens qu'elles ont une extrémité positive et une autre négative. Quand vous ajoutez un composé ionique dans l'eau, ces « aimants liquides » gravitent autour du composé et cherchent à séparer les anions des cations.
- Les composés ioniques dont la liaison chimique n'est pas suffisamment forte sont solubles , puisque les molécules d'eau peuvent facilement les séparer et les dissoudre. En revanche, les composés avec des liens plus forts sont plus résistants et sont insolubles , parce que les molécules d'eau sont incapables de les séparer [1] X Source de recherche .
- Les liens internes de certains de ces composés ont une force similaire à celle exercée par l'eau sur eux. Ces composés sont considérés comme légèrement solubles , puisqu'une partie importante se dissout dans l'eau et le reste demeure uni.
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Apprenez les règles de solubilité. Étant donné que les interactions entre les atomes sont plutôt complexes, déterminer la solubilité d'un composé n'est pas toujours facile. Observez le premier ion de votre composé pour voir comment il réagit normalement, puis vérifiez les exceptions pour vous assurer qu'il ne réagit pas d'une manière particulière.
- Par exemple, pour savoir si le chlorure de strontium (SrCl 2 ) est soluble ou pas, observez le comportement de l'ion Sr ou Cl. Cl est généralement soluble , vérifiez ensuite si le chlore fait exception à la règle. Sr ne fait pas partie des exceptions, ce qui veut dire que SrCl 2 est un composé soluble.
- Les exceptions principales à chaque règle sont décrites ci-dessous. Il existe d'autres exceptions, mais vous ne les rencontrerez que lors d'un cours de chimie ou d'une expérience en laboratoire.
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Sachez qu'un composé est soluble s'il contient un métal alcalin. Il s'agit notamment des éléments suivants : Li + , Na + , K + , Rb + et Cs + . Ces métaux font partie de la liste des éléments du groupe 1 (IA). Il s'agit notamment du lithium, du sodium, du potassium, du rubidium et du césium. Presque tous les composés ioniques contenant un de ces éléments sont solubles.
- Exception : Li 3 PO 4 est insoluble.
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Connaissez d'autres composés solubles. Sachez qu'un composé de NO 3 - , C 2 H 3 O 2 - , NO 2 - , ClO 3 - ou ClO 4 - est soluble. Il s'agit respectivement des ions nitrate, acétate, nitrite, chlorate et perchlorate. N'oubliez pas que l'acétate est souvent abrégé en OAC [2] X Source de recherche .
- Exceptions : Ag (OAc) (acétate d'argent) et Hg(OAc) 2 (acétate de mercure) sont insolubles.
- AgNO 2 - et KClO 4 - sont légèrement solubles.
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Sachez que les composés de Cl - , Br - et I - sont souvent solubles. Les ions chlorure, bromure et iodure forment des composés presque toujours solubles appelés sels halogénés.
- Exception : la combinaison de l'un de ces ions avec les ions Ag + (argent), Hg 2 2+ (mercure) ou Pb 2+ (plomb) produit un composé insoluble. Cela vaut également pour les composés moins communs obtenus à partir des ions Cu + (cuivre) et Tl + (thallium).
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Sachez que les composés contenant SO 4 2- sont généralement solubles. L'ion sulfate forme habituellement des composés solubles, mais il y a plusieurs exceptions.
- Exceptions : l'ion sulfate crée des composés insolubles avec les ions suivants : Sr 2+ (strontium), Ba 2+ (baryum), Pb 2+ (plomb), Ag + (argent), Ca 2+ (calcium), Ra 2+ (radium) et Ag 2 2+ (argent diatomique). N'oubliez pas que le sulfate d'argent ainsi que le sulfate de calcium se dissolvent juste assez pour être considérés comme des composés légèrement solubles.
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Sachez que les composés contenant OH - ou S 2- sont insolubles. Il s'agit respectivement de l'hydroxyde et du sulfure.
- Exceptions : est-ce que vous vous souvenez des métaux alcalins (éléments du groupe IA) et de la façon dont ils forment des composés solubles ? Li + , Na + , K + , Rb + et Cs + sont tous des ions qui forment des composés solubles avec l'hydroxyde et le sulfure. En outre, l'hydroxyde forme des sels solubles avec les métaux alcalinoterreux (éléments chimiques du 2e groupe) suivants : Ca 2+ (calcium), Sr 2+ (strontium) et Ba 2+ (baryum). Les composés résultant de la liaison entre l'hydroxyle et les métaux alcalinoterreux ont suffisamment de molécules qui restent compactes et sont parfois considérés comme des composés légèrement solubles.
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Sachez que les composés contenant du CO 3 2- ou PO 4 3- sont insolubles. Il s'agit respectivement de l'ion carbonate et phosphate et vous devriez savoir à quoi vous attendre avec ces composés.
- Exceptions : ces ions forment des composés solubles avec les métaux alcalins (Li + , Na + , K + , Rb + et Cs + , ) ainsi que l'ion ammonium NH 4 + .
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Cherchez la constante du produit de solubilité K sp . Il s'agit d'une constante différente pour chaque composé, ce qui veut dire que vous devez la chercher, soit dans un tableau soit en ligne. Étant donné que le produit de solubilité Ksp est déterminé expérimentalement, il peut varier énormément selon le tableau que vous utilisez, raison pour laquelle il est préférable de vous référer à votre livre de chimie. Sauf indication contraire, la plupart des tableaux montrent les valeurs de Ksp pour plusieurs solides à 25 °C.
- Par exemple, si vous dissolvez de l'iodure de plomb (PbI 2 ), notez sa constante de solubilité. Si vous utilisez ce tableau-ci , vous devez utiliser la valeur 7,1×10 –9 .
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Écrivez l'équation chimique. Tout d'abord, déterminez comment votre espèce chimique se décompose en ions lorsqu'elle se dissout et écrivez ensuite une équation en obtenant d'un côté la constante K sp et les ions constituants de l'autre côté.
- Par exemple, les molécules de PbI 2 se décomposent en ions Pb 2+ , I - et I - . Puisque la charge électronique du composé est neutre, il suffit de connaitre la charge de l'un des ions pour calculer la charge de l'autre.
- Écrivez l'équation comme suit : 7,1×10 –9 = [Pb 2+ ][I - ] 2 .
- L'équation concerne la constante de solubilité du corps chimique. Vous pourrez la trouver dans la table des produits de solubilité. Comme il y a 2 ions I - , vous devez élever cet élément au carré.
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Reformulez l'équation pour utiliser les variables. Réécrivez l'équation comme s'il s'agissait d'un simple problème d'algèbre en utilisant le nombre des molécules et d'ions impliqués. Pour ce faire, supposez que x est égal à la quantité du composé qui va se dissoudre et réorganisez les variables qui représentent les quantités de chaque ion de telle manière qu'elles dépendent de x.
- Dans notre exemple, nous devons la réécrire comme suit : 7,1×10 –9 = [Pb 2+ ][I - ] 2 .
- Vu qu'il y a un ion de plomb (Pb 2+ ) dans le composé, le nombre de molécules dissoutes doit être égal au nombre d'ions de plomb libres. Par conséquent, [Pb 2+ ] = x.
- Étant donné qu'il y a deux ions d'iode (I - ) pour chaque ion de plomb, on peut dire que le nombre d'atomes d'iodes est égal à 2x.
- L'équation devient donc : 7,1×10 –9 = (x)(2x) 2 .
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Tenez compte des atomes ordinaires, le cas échéant. Ignorez cette étape si vous essayez de dissoudre le composé dans l'eau pure. Cependant, si le composé est dissout dans une solution comportant un ou plusieurs ions constituants («ions communs »), la solubilité du soluté est significativement diminuée [3] X Source de recherche . Cet effet est particulièrement important dans les composés qui sont en grande partie insolubles et dans ces cas, vous pouvez supposer que la grande majorité des ions en équilibre proviennent des ions présents dans la solution. Réécrivez l'équation afin d'inclure la concentration molaire inconnue (mol/l ou M) des ions présents dans la solution. Pour ce faire, remplacez la valeur x utilisée pour cet ion [4] X Source de recherche .
- Par exemple, si un composé de l'iodure de plomb a été dissout dans une solution avec 0,2 M de chlorure de plomb (PbCl 2 ), l'équation ressemblerait à ceci : 7,1×10 –9 = (0,2 M+x)(2x) 2 . Ensuite, étant donné qu'une concentration de 0,2 M est nettement supérieure à la valeur de x, l'équation peut encore être réécrite comme suit : 7,1×10 –9 = (0,2 M)(2x) 2 .
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Essayez de résoudre l'équation. Trouvez la valeur de x pour calculer la solubilité du composé. La réponse que vous obtenez va s'exprimer en moles de composés dissouts par litre d'eau. Cela est dû à la façon dont la constante de solubilité est définie. Par conséquent, vous pourriez avoir besoin d'une calculatrice pour trouver le résultat final.
- L'équation suivante s'applique à la solubilité d'un composé dans l'eau pure et non dans une solution contenant des ions communs.
- 7,1×10 –9 = (x)(2x) 2 .
- 7,1×10 –9 = (x)(4x 2 ).
- 7,1×10 –9 = 4x 3 .
- (7,1×10 –9 ) ÷ 4 = x 3 .
- x = ∛((7,1×10 –9 ) ÷ 4).
- x = 1,2 x 10 -3 moles par litre . C'est la quantité de moles qui sera dissoute. Étant donné que c'est une très petite quantité, on peut affirmer que le composé est insoluble.
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Éléments nécessaires
- Un tableau regroupant les valeurs de (K sp ) pour divers solides
Conseils
- Si vous avez des données expérimentales sur la quantité du composé dissout, vous pouvez utiliser la même équation pour trouver la constante de solubilité K sp [5] X Source de recherche .
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Avertissements
- Il n'existe pas de définition universellement acceptée de ces termes, mais les chimistes s'accordent sur la plupart des composés. Certains composés ayant des quantités significatives de molécules dissoutes et non dissoutes peuvent être décrits différemment dans les tableaux de solubilité.
- Certains anciens livres considèrent l'ammoniaque (NH 4 OH) comme un composé soluble, ce qui est une erreur. De petites quantités d'ions NH 4 + et OH - peuvent être détectés, mais ils ne peuvent pas être isolées pour former un composé [6] X Source de recherche .
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Références
- ↑ http://chemed.chem.purdue.edu/genchem/topicreview/bp/ch18/soluble.php
- ↑ http://www.chem.sc.edu/faculty/morgan/resources/solubility/
- ↑ http://catalog.flatworldknowledge.com/bookhub/4309?e=averill_1,0-ch17_s01#
- ↑ http://chemwiki.ucdavis.edu/Physical_Chemistry/Equilibria/Solubilty/Common_Ion_Effect
- ↑ https://www.youtube.com/watch?v=ywOStvnBYTo
- ↑ http://www.chemteam.info/Equations/Solubility-Table.html
- https://www.youtube.com/watch?v=5vZE9K9VaJI
- http://www.chemteam.info/Equations/Solubility-Table.html
- http://www.chem.sc.edu/faculty/morgan/resources/solubility/
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