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Sauter à un chapitre clé
La formation des cristaux repose en fait sur des principes chimiques importants. En évaporant l'eau, tu augmentes la concentration des ions de sel dissous dans l'eau, ce qui entraîne la précipitation du sel en cristaux solides. La relation entre la concentration des ions aqueux et la précipitation est expliquée par ce que l'on appelle le produit de solubilité.
- Cet article a pour sujet le produit de sol ubilité en chimie physique.
- Nous commencerons par examiner la solubilité dans son ensemble. Nous définirons notamment ce qu'est une solution soluble et une solution saturée.
- Nous étudierons ensuite comment les espèces ioniques légèrement solubles forment des équilibres de solubilité lorsqu'elles sont en contact avec leur propre solution saturée.
- Ensuite, nous apprendrons ce qu'est le produit de solubilité, qui est la constante d'équilibre pour les équilibres de solubilité.
- Tu découvriras comment écrire la formule du produit de solubilité et calculer ses unités.
- Enfin, nous verrons comment le produit de solubilité est lié à des conditions d'équilibre changeantes, telles que celles dictées par l'effet d'ion commun.
Produit de solubilité : Définir la solubilité
Certains composés ioniques, comme le sel de table, sont définitivement solubles.
Une substance soluble est une substance capable de se dissoudre dans l'eau. Nous appelons la substance en question un soluté.
D'autres espèces ioniques, en revanche, semblent insolubles. Prends le phosphate de calcium de tes dents - c'est un autre exemple de composé ionique, et heureusement pour nous, il n'a pas tendance à se dissoudre dans l'eau. Mais en fait, aucune espèce ionique n'est complètement insoluble.Toutes les espèces ioniques se dissolvent dans une certaine mesure. Par exemple,le phosphate de calcium devient beaucoup plus soluble dans les solutions acides, c' est pourquoi les dentistes te conseillent de limiter ta consommation de boissons gazeuses - elles sont pleines d'acide phosphorique .
Nous pouvons mesurer le degré de solubilité ou d'insolubilité d'un composé ionique d'une manière plus quantifiable en utilisant la solubilité.
Lasolubilité est la quantité maximale d'une espèce qui peut se dissoudre dans un volume donné de solvant. En d' autres termes, il s'agit de la quantité d'un composé nécessaire pour saturer complètement une solution.
La solubilité a tendance à être mesurée en grammes de soluté pour 100 grammes (ou parfois 1 kilogramme) d'eau. Cependant, on peut aussi la mesurer en moles par 100 grammes (ou 1 kilogramme) d'eau.
100 g d'eau équivalent à 1 décilitre. De même, 1 kilogramme d'eau équivaut à 1 litre, qui lui aussi équivaut à 1 décimètre cube. Par conséquent, la solubilité est souvent exprimée en g dL-1, g L-1, mol dL-1, mol L-1 ou mol dm-3. Dans les calculs de solubilité au niveau A, tu utiliseras probablement mol dm-3.
Il est difficile d'attribuer des valeurs de solubilité exactes aux termes soluble et insoluble. Cependant, en règle générale :
Si plus de 1g d 'une espèce se dissout dans 100g d'eau, on dit qu'elle est soluble.
Si entre 0,1g et 1g d'une espèce se dissout dans 100g d'eau, on dit qu'elle est légèrement soluble.
Si moins de 0,1 g d 'une espèce se dissout dans 100 g d'eau, on dit qu'elle est insoluble.
Un autre terme pour désigner la dissolution est le terme " dissolution". Le contraire de la dissolution est la précipitation.
Solutions saturées
Dans la définition de la solubilité, nous avons mentionné la saturation d' une solution.
Une solution est saturée lorsque plus aucun soluté ne peut s'y dissoudre.
La saturation est liée à la solubilité d'une manière simple :
Si la quantité d'un soluté dans une solution est inférieure à la solubilité du soluté, la solution est insaturée. Le soluté se dissout en ions aqueux.
Si la quantité de soluté dans une solution est égale à la solubilité du soluté, la solution est saturée. Si tu ajoutes plus de soluté, il reste sous forme solide et ne se dissout pas en ions aqueux.
Si tu ajoutes une grande quantité d'un sel entièrement soluble à l'eau, tu ne formeras peut-être pas une solution saturée - les sels solubles ont une solubilité élevée et donc, en général, tout le solide se dissout. Cependant, si tu ajoutes la même quantité d'un sel légèrement soluble à l'eau, la solution est rapidement saturée. Les sels légèrement solubles ont une faible solubilité, de sorte qu'une partie du sel ne se dissout pas. Elle reste sous forme solide.
Fig. 1 - Espèces solubles et légèrement solubles. Les composés solubles se dissolvent généralement entièrement en solution, tandis que les composés légèrement solubles forment rapidement des solutions saturées
Mais cette dernière phrase est peut-être une simplification excessive. Une fois que tu as atteint la saturation, il n'y a pas de dissolutionnette des espèces ioniques solides. Cependant, cela ne signifie pas que les solutions saturées sont statiques. Au contraire, ce sont des exemples d'équilibres dynamiques, dans lesquels les processus de dissolution et de précipitation ont lieu en permanence. Nous appelons ces équilibres des équilibres de solubilité. Examinons-les maintenant.
Produit de solubilité : Équilibres de solubilité
Si tu ajoutes une plus grande quantité d'un composé ionique à une solution saturée, dans l'ensemble, il n'y a pas de dissolution nette. Cependant, au niveau atomique, la dissolution et la précipitation se poursuivent. Le composé ionique solide se dissout en ions aqueux dans la solution alors que les ions aqueux précipitent simultanément pour reformer le composé ionique solide. Le taux de dissolution est égal au taux de précipitation, et la quantité globale de soluté dissous dans la solution reste doncconstante.
Cela te semble familier ? Ce que nous décrivons ici est un type d'équilibre dynamique. Nous l'appelons un équilibre de solubilité.
Leséquilibres de sol ubilité sont des équilibres formés entre tous les sels ioniques qui sont en contact avec leur propre solution saturée.
Dans les équilibres de solubilité, la réaction en avant est la dissolution tandis que la réaction en arrière est la précipitation. La dissolution et la précipitation sont donc les deux faces d'une même réaction réversible.
Nous pouvons représenter l'équilibre de solubilité pour la dissolution du composé ionique généralAaBb en contact avec sa propre solution saturée par l'équation suivante :
$$A_aB_b(s)\rightleftharpoons aA^{b+}(aq)+bB^{a-}(aq)$$.
Les équilibres de solubilité suivent toutes les règles des équilibres standards. Par exemple :
- À l'équilibre, la vitesse de la réaction en avant (dissolution) est égale à la vitesse de la réaction en arrière (précipitation).
- À l'équilibre, les concentrations des produits et des réactifs ne changent pas.
- Les concentrations d'équilibre des produits et des réactifs peuvent être représentées à l'aide d'une constante d'équilibre, qui a une valeur fixe à une certaine température.
- L'équilibre tend toujours vers une certaine position. Cette position peut être modifiée en changeant des facteurs externes.
Tu n'as jamais rencontré d'équilibre auparavant ? Ou peut-être veux-tu simplement un petit rappel de leurs propriétés. Quoi qu'il en soit, rendez-vous sur le site Équilibre chimique pour un examen détaillé de ces systèmes chimiques.
Explorons maintenant plus en détail certaines des idées mentionnées ci-dessus. Nous commencerons par la constante d'équilibre utilisée pour les équilibres de solubilité : le produit de solubilité.
Produit de solubilité : Définition et principe
Tous les équilibres dynamiques sont caractérisés par une certaine proportion de produits par rapport aux réactifs dans le système à l'équilibre. Nous mesurons ce rapport à l'aide d'une constante d'équilibre.
Les équilibres de solubilité ne sont pas différents. Leur constante d'équilibre particulière est connue sous le nom de produit de solubilité.
Le produit de solubilité est la constante d'équilibre pour la dissolution d'une espèce ionique dans un équilibre de solubilité. Il te renseigne sur la concentration relative des ions aqueux dans une réaction de dissolution à l'équilibre.
Note ce qui suit :
- Le produit de solubilité est basé sur les concentrations à l'équilibre.
- Comme pour les autres constantes d'équilibre, nous n'incluons pas les concentrations des solides ou des liquides purs dans l'expression du produit de solubilité. En effet, leurs concentrations ne changent pas.
- Encore une fois, comme pour les autres constantes d'équilibre, le produit de solubilité est constant pour une certaine réaction à une température spécifique. Cependant, si tu changes la température, tu changes la valeur du produit de solubilité.
Tu trouveras toutes les informations sur les constantes d'équilibre, y compris la constante d'équilibre la plus courante, Kc, sur Constantes d'équilibre. Tu peux quand même jeter un coup d'œil à cet article pour rafraîchir tes connaissances sur les expressions des constantes d'équilibre avant de passer à la section suivante.
Prêt à essayer d'écrire une expression pour le produit de solubilité ? Voyons cela maintenant.
Produit de solubilité : Formule
Essaie d'écrire l' expression du produit de solubilité pour l'équation de la réaction de dissolution que nous t'avons donnée ci-dessus. Elle ressemble beaucoup à l'expression de la constante d'équilibreKc, plus courante.
Avec un peu de chance, tu obtiendras ce qui suit :
$$K_{sp}={[A^{b+}]_{eqm}}^a\space {[B^{a-}]_{eqm}}^b$$
N'oublie pas qu'ici, les crochets représentent la concentration, tandis que les petites lettres eqm montrent que nous prenons la mesure à l'équilibre.
Tu ne sais pas comment nous sommes arrivés à cette formule ? Pour faire simple, il s'agit de trouver une expression pour le produit de solubilité :
- Écris une équation d'équilibre de solubilité équilibrée.
- Prends la concentration à l'équilibre de chacun des produits ioniques aqueux.
- Élève chaque concentration d'équilibre à la puissance de son coefficient molaire dans l'équation d'équilibre équilibrée.
- Multiplie ces termes ensemble.
Nous allons voir un exemple d'écriture d'expressions de produits de solubilité dans une seconde. Mais avant cela, nous devons connaître les unités du produit de solubilité.
Unités du produit de solubilité
Les unités du produit de solubilité diffèrent selon l'équation de réaction elle-même. Tu les trouves de la même façon que tu trouves les unités de n'importe quelle autre constante d'équilibre :
- Substitue les unités que tu as utilisées pour les concentrations d'équilibre des ions aqueux dans chaque terme de l'expression du produit de solubilité. Si elles ne sont pas indiquées, les unités typiques de concentration sont les mol dm-3.
- Développe chaque terme en fonction de son exponentielle, puis simplifie l'expression pour trouver tes unités finales.
Mettons en commun tout ce que nous venons d'apprendre et essayons d'écrire des expressions de produit de solubilité pour des espèces ioniques particulières.
Trouve l'expression du produit de solubilité pour l'équilibre de solubilité suivant, puis calcule ses unités :
$$CuCl(s)\rightleftharpoons Cu^+(aq)+Cl^-(aq)$$$
Pour trouver une expression pour le produit de solubilité (Ksp), nous avons d'abord besoin d'une équation d'équilibre pour la réaction. Heureusement, cette équation nous a été donnée. Nous prenons alors les concentrations d'équilibre des espèces ioniques aqueuses, nous les élevons à la puissance de leurs coefficients molaires dans l'équation équilibrée, et nous multiplions les deux termes ensemble. Ici, les produits ioniques sont Cu+ et Cl-. Ils ont tous deux un coefficient molaire de 1, et nous élevons donc leurs concentrations d'équilibre à la puissance 1. Élever quelque chose à la puissance 1 ne change pas sa valeur. Par conséquent, nous obtenons l'expression suivante :
$$K_{sp}=[Cu^+]_{eqm}\space [Cl^-]_{eqm}$$
Pour calculer les unités nécessaires, substitue les unités de concentration utilisées dans l'expression du produit de solubilité et développe les parenthèses :
$$unités=(mol\space dm^{-3})\space (mol\space dm^{-3})$$ $$unités=mol^2\space dm^{-6}$$.
Voici un autre exemple. Dans celui-ci, tu dois écrire toi-même une équation d'équilibre.
Trouve l'expression du produit de solubilité et ses unités pour l'équilibre de solubilité formé entre le fluorure de calcium solide et sa propre solution saturée.
Tout d'abord, nous devons écrire une équation d'équilibre. Le fluorure de calcium a pour formule CaF2. Une mole de CaF2 se dissout en une mole d'ions Ca2+ positifs et deux moles d'ions F- négatifs :
$$CaF_2(s)\rightleftharpoons Ca^{2+}(aq)+2F^-(aq)$$.
Cela signifie que dans l'expression du produit de solubilité, nous élevons [Ca2+] à la puissance 1 et [F-] à la puissance 2 :
$$K_{sp}=[Ca^{2+}]_{eqm}\space {[F^-]_{eqm}}^2$$
Si nous remplaçons les unités de concentration dans chaque terme de l'expression et développons toutes les parenthèses, nous arrivons à nos unités finales pour le produit de solubilité :
$$unités=(mol\space dm^{-3})\space (mol\space dm^{-3})^2$$ $$unités=mol^3\space dm^{-9}$$.
Bien sûr, ce ne sont que des expressions pour le produit de solubilité. Pour trouver la valeur du produit de solubilité lui-même, tu dois substituer les concentrations d'équilibre des ions dissous dans l'expression du produit de solubilité que tu viens d'élaborer, puis développer toutes les parenthèses pour atteindre ta réponse finale. Nous te montrerons comment procéder (ainsi que d'autres problèmes mathématiques impliquant des équilibres de solubilité) dans Calculs du produit de solubilité.
Utilisations du produit de solubilité
C'est bien beau de savoir ce qu'est le produit de solubilité, mais en quoi est-il utile ?
Eh bien, le produit de solubilité a quelques utilités. En particulier :
- Le produit de solubilité nous donne une indication sur la solubilité. En général, plus la valeur du produit de solubilité est élevée, plus la solubilité de l'espèce ionique est grande.
- Nous pouvons utiliser le produit de solubilité pour calculer quantitativement la solubilité d'une espèce légèrement soluble.
- Les espèces dont le produit de solubilité est inférieur à 1,0 sont généralement considérées comme légèrement solubles.
- Les espèces dont le produit de solubilité est supérieur à 1,0 sont considérées comme entièrement solubles. Les valeurs du produit de solubilité ne sont pas vraiment pertinentes pour ces espèces et nous n'avons donc pas tendance à les utiliser dans les calculs de solubilité.
- Nous pouvons également utiliser le produit de solubilité pour prédire si un sel précipitera ou non si nous modifions les conditions d'équilibre. Nous verrons cela plus tard.
Le calcul de la solubilité à partir du produit de solubilité est un autre exemple de calcul de l'équilibre de solubilité, qui mérite son propre article - dirige-toi vers Calculs du produit de solubilité pour obtenir de nombreux exemples et conseils pratiques.
Produit de solubilité et effet de l'ion commun
Le produit de solubilité est une constante d'équilibre. L'indice est dans le nom - il est constant pour une certaine réaction à une température spécifique. Nous pouvons modifier d'autres facteurs, tels que le pH et la concentration des ions, mais le produit de solubilité ne change pas. Au lieu de cela, la position de l'équilibre de solubilité change afin que le produit de solubilité reste le même. Cela modifie la solubilité de l'espèce ionique.
Déplacement de la position d'un équilibre - tu devrais reconnaître cette phrase du principe de Le Chatelier. C'est le moment idéal pour relire cet article si tu te sens un peu rouillé sur le sujet, car une compréhension approfondie du principe de Le Chatelier t'aidera à comprendre les idées suivantes.
Explorons l'idée de modifier la solubilité en changeant la concentration d'un ion particulier dans la solution. L'ajout d'un ion commun à une solution saturée d'un sel légèrement soluble entraîne la précipitation d'une plus grande partie du sel hors de la solution, ce qui diminue sa solubilité. C'est ce qu'on appelle l'effet de l'ion commun.
Un ion commun est un ion présent dans deux composés différents. L'effet d'ion commun stipule que les espèces ioniques sont moins solubles dans les solutions contenant un ion commun.
Par exemple, considère ce qui se passe lorsque tu ajoutes du MgSO4 aqueux à une solution saturée de MgCO3.
- Le MgSO4 est entièrement soluble. Cela signifie que la première solution, que nous appellerons A, contient une forte concentration d'ions Mg2+ et SO42-.
- Cependant, le MgF2 n'est que légèrement soluble. Cela signifie que la deuxième solution, que nous appellerons B, contient une faible concentration d'ions Mg2+ et CO32-. Comme la solution B est saturée, tu trouveras les ions aqueux à côté du solide MgCO3 non dissous. Nous pouvons représenter l'équilibre de solubilité par l'équation \(MgCO_3(s)\Nrightleftharpoons Mg^{2+}(aq)+CO_3^{2-}(aq)\N).
- Remarque que Mg2+ est un ion commun - on le trouve dans les deux solutions.
- Si nous ajoutons la solution A à la solution B, nous augmentons la concentration des ions Mg2+ dans la solution. Cela perturbe l'équilibre. Selon le principe de Le Chatelier, la position de l'équilibre de solubilité se déplace vers la gauche, ce qui entraîne la précipitation de MgCO3 supplémentaire hors de la solution afin de compenser la perturbation et de rétablir l'équilibre. Par conséquent, la solubilité de MgCO3 diminue.
Nous pouvons également considérer l'effet de l'ion commun en termes de produit de solubilité. L'ajout de A à B augmente la concentration de Mg2+. Si nous devions substituer cette nouvelle concentration dans l'expression du produit de solubilité, nous constaterions que le produit de solubilité augmente. Cependant, nous savons que le produit de solubilité est constant pour une certaine réaction à une température spécifique - il ne peut pas changer à moins que nous ne changions la température. Par conséquent, le système réagit en diminuant la concentration globale des ions impliqués dans l'équilibre de solubilité (Mg2+ et CO32-) en les transformant en MgCO3 solide. De cette façon, le produit de solubilité peut être utilisé pour prédire si un sel va précipiter hors de la solution ou non.
Fig. 2 - a) Un système est à l'équilibre. b) L'ajout d'un ion commun augmente la concentration du soluté dissous dans la solution et perturbe l'équilibre. c) La position de l'équilibre se déplace vers la gauche, ce qui entraîne la précipitation d'une plus grande quantité du soluté dissous dans la solution afin de rétablir l'équilibre.Ainsi, la solubilité du soluté diminue
Le même principe peut être appliqué pour expliquer le processus de cristallisation. L'évaporation de l'eau d'une solution saturée augmente la concentration des ions solutés aqueux jusqu'à ce qu'elle dépasse la valeur du produit de solubilité, ce qui fait sortir le système de l'équilibre. Pour que le produit de solubilité reste le même, certains des ions solutés aqueux précipitent en un solide, ce qui diminue leur concentration et ramène le système à l'équilibre.
Fig. 3 - a) Un système est à l'équilibre. b) L'évaporation de l'eau augmente la concentration des ions solutés dissous, ce qui fait sortir le système de l'équilibre. c) Leprincipe de Le Chatelier nous dit que la position de l'équilibre se déplace vers la gauche pour s'opposer à la perturbation.Cela entraîne la précipitation d'une plus grande quantité de soluté et rétablit l'équilibre
J'espère que tu es maintenant à l'aise avec les produits de solubilité et leur utilisation. Si tu veux jeter un coup d'œil, voici quelques "calculs de produits" de solubilité à étudier.
Produit de solubilité - Principaux enseignements
- Une espèce soluble est une espèce capable de se dissoudre dans un solvant.
- Tous les systèmes contenant un sel ionique solide en contact avec sa propre solution saturée forment un équilibre dynamique connu sous le nom d'équilibre de solubilité.
- Nous pouvons utiliser une constante d'équilibre connue sous le nom de produit de solubilité (Ksp)pour montrer la concentration relative des ions aqueux dans un équilibre de solubilité.
- Pour l'équilibre \(A_aB_b(s)\crightleftharpoons aA^{b+}(aq)+bB^{a-}(aq)\c), le produit de solubilité a l'expression \(K_{sp}={[A^{b+}]_{eqm}}^a\space {[B^{a-}]_{eqm}}^b\c).
- Les unités de la constante de solubilité varient en fonction de l'équation de réaction.
- Le produit de solubilité est constant pour une certaine réaction à une température spécifique.
- Le produit de solubilité permet d'expliquer l'effet d'ion commun: les espèces ioniques sont moins solubles dans les solutions contenant un ion commun.
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