CHIMIE EN SOLUTION

SOLUTION: DEFINITION, SOLVANT, SOLUTE, CONCENTRATION.

Une solution est un mélange liquide homogène dans lequel un des constituants ( le solvant) est en gros excès par rapport aux autres constituants du mélange ( les solutés).

Les quantités de chacune des espèces chimiques présentes dans une solution sont caractérisées par leur concentration : il s'agit alors de la quantité de matière par unité de volume . On utilise parfois d'autres définitions pour décrire la quantité de soluté présente dans une solution.

DIFFERENTES EXPRESSIONS DE LA CONCENTRATION

Soit un composé X présent dans une solution, on peut définir la composition de la solution en X en utilisant différentes relations :

o la concentration molaire : C’est le rapport de la quantité de matière n de X (enmol) contenue dans un certain volume de solution divisée par ce volume de solution exprimé en L. La concentration molaire a donc pour unité la mol.L-1. La concentration molaire est souvent également appelée molarité ; elle est alors symbolisée par la lettre M.

o la concentration massique : C’est le rapport de la masse de composé X contenu dans un certain volume de solution divisée par ce volume de solution. La masse est exprimée en kg ou en g et le volume souvent exprimé en L et parfois en m3.

o le pourcentage en masse ou fraction massique : C’est le rapport p de la masse de composé X contenu dans un certain volume de solution divisée par la masse de ce volume de solution. 

o la fraction molaire : C’est le rapport x de la quantité de matière X(en mol) contenue dans un certain volume de solution divisée par la somme des quantités de matière de tous les constituants présents dans ce volume de solution .

CALCUL DU TITRE D'UNE SOLUTION.

Il est important de savoir exprimer le titre (c'est à dire la concentration) d’une solution selon les différentes possibilités présentées au paragraphe précédent.

Pour cela, il est indispensable de savoir convertir des quantités de matière en masses (et inversement) ou de savoir calculer la masse d’un certain volume de solution.

DILUTION, MELANGE DE PLUSIEURS SOLUTIONS.

On appelle dilution le fait de diminuer la valeur de la concentration d’un constituant X d’une solution en ajoutant à cette solution soit un certain volume de solvant pur, soit une certaine quantité d’une autre solution moins concentrée en X. La nouvelle concentration molaire du composé X s’obtiendra en additionnant les quantités de matières de X et en divisant par le volume total de la nouvelle solution.

En première approximation, ce volume total est très proche de la somme V1 + V2 et la nouvelle concentration Cf vaut : 

Cf  = ( C1.V1 + C2.V2) / (V1 + V2)

PREPARATION D’UNE SOLUTION PAR DISSOLUTION D’UN COMPOSE SOLIDE.

1- Objectifs :

Préparer un volume V de solution de concentration molaire C d’un composé X (solide).

2 - Choix et calculs préliminaires :

Calculer la masse m du composé X à dissoudre dans le volume V de la fiole.

La masse m à dissoudre vaut : m = MX.C.V où MX est la masse molaire du composé X.

3 - Réalisation pratique :

Peser la masse m de X, l’introduire dans une fiole jaugée de volume V et remplir la fiole avec de l’eau distillée jusqu’au trait de jauge.

PREPARATION D’UNE SOLUTION PAR DILUTION D’UNE SOLUTION DE CONCENTRATION CONNUE.

1- Objectifs :

Préparer un volume V de solution d’un composé X à la concentration molaire C par dilution d’une solution de X à la concentration molaire C0connue précisément et supérieure à C. On appellera « solution mère » cette solution plus concentrée à partir de laquelle on va fabriquer la nouvelle solution.

2 - Choix et calculs préliminaires :

Calculons le volume V0 de la solution mère à introduire dans la fiole.

V0 = C.V / C0 .

3 - Réalisation pratique :

Mesurer le volume V0 de solution mère, l’introduire dans une fiole jaugée de volume V et remplir la fiole avec de l’eau distillée jusqu’au trait de jauge.

PREPARATION D’UNE SOLUTION PAR DILUTION D’UNE SOLUTION COMMERCIALE TRES CONCENTREE

1 - Objectifs:

Préparer un volume V de solution d’un composé X à la concentration C par dilution d’une solution commerciale de X . Les indications apparaissant sur l’étiquette du bidon contenant la solution commerciale sont la densité d de la solution, et le pourcentage en masse P du produit X.

2 - Choix et calculs préliminaires :

Calcul du volume V0 de la solution commerciale à introduire dans la fiole :

Expression dans laquelle C est en mol.L-1, V et V0 en mL, la masse molaire de X MX en g.mol-1 et la masse volumique de l’eau pure ρeau en g. L-1.

Electrolytes forts et faibles

Les espèces chimiques dont la dissociation ionique dans l'eau est quasiment complète sont appelés électrolytes forts comme par exemple le chlorure de sodium NaCl,

 

La constante de réaction K1 est très grande par rapport à l'unité.Lorsque la constante K associée à la réaction de dissolution est petite par rapport à 1, la dissociation ionique se produit avec un taux d'avancement peu élevé et l'espèce dissoute est un électrolyte faible. C'est par exemple le cas du chlorure d'argent AgCl

où K2 est très faible par rapport à l'unité.

Mécanisme de la dissolution ionique dans l'eau

Les propriétés exceptionnelles de l’eau liquide comme solvant ionisant proviennent de sa constante diélectrique  r élevée et du moment dipolaire important associé à la molécule H2O. La valeur de  r réduit les forces de cohésion entre les ions du cristal ionique à la surface de ce cristal et les molécules de solvant exercent des forces d’attraction électrostatiques suffisantes pour provoquer la dislocation du cristal et la stabilisation des ions isolés par solvatation.

.

ACIDES ET BASES : DEFINITIONS GENERALES

BRNSTED et LOWRY ont donné la définition générale suivante :

un composé chimique est

Un Acide : s'il s'agit d'un donneur de proton

Une Base : s'il s'agit d'un accepteur de proton

On constate qu'à tout acide A est associée une base conjuguée B et inversement .

Soit : A  B + H+

A et B forment un couple acide - base conjugués.

Attention : Le caractère acide ou basique d'un composé ne se manifeste qu'au contact d'une autre base ou d'un autre acide.

PROPRIETES ACIDO-BASIQUES DE L'EAU

1 - Réactions acido-basiques dans l’eau

L'eau seule possède des propriétés acido-basiques :

H2O est un donneur de proton :H2O  OH- + H+ ; le couple acide-base de cette réaction étant A1 / B1 = H2O / OH-

H2O est aussi un accepteur de proton :H2O + H+ H3O+ le couple acide-base de cette autre réaction étant alorsA2 / B2 = H3O+ / H2O.

Un composé comme l’eau qui possède un caractère à la fois acide et basique, est un ampholyte.

Dans l'eau pure, on aura ainsi toujours la réaction d'échange de proton correspondant à la réaction de l’acide sur la base :

H2O + H2O  H3O+ + OH-.Cette réaction particulière est appelée équilibre d'autoprotolyse de l'eau.

Sa constante d'équilibre vaut 10-14 à 25°C ; par convention elle est notée Ke

(On aura donc à 25°C pKe = 14).

2 - Composition de l’eau à 25°C :

A l’état d’équilibre, on aura

Ke ≈ [H3O+] [OH-] = 10-14 à 25°C.

Le bilan de la réaction d’autoprotolyse indique qu’il y a formation de la même quantité d’ions H3O+ que d’ions OH- et donc que l’équation ci-dessus devient :

[H3O+] = [OH-] = 10-7 mol.L-1

ACIDES ET BASES EN SOLUTION AQUEUSE - CONSTANTE D’ACIDITE Ka

Si on introduit un acide A appartenant au couple acide – base A / B dans l'eau, il se produit une réaction acido-basique avec la base H2Oappartenant au couple H3O+ / H2O soit :

A + H2O  B + H3O+.La constante d'équilibre de cette réaction est appelée la constante d'acidité notée Ka.

Les valeurs des constantes Ka permettent de comparer les acides entre eux et les bases entre elles. Pour faciliter ces comparaisons, les chimistes utilisent la notation : 

pKa = - log (Ka).

De même, si l’on introduit une base B appartenant au couple acide – base A / B dans l'eau, il se produit une réaction acido-basique avec l'acideH2O appartenant au couple H2O / OH- soit

B + H2O  A + OH-.La constante d'équilibre de cette réaction est appelée la constante de basicité notée Kb.

Kb est liée à  Ke par la relation Ke = Ka .Kb

pKe = pKa + pKb = 14 à 25°C .

 

FORCE DES ACIDES ET DES BASES DANS L'EAU

Un acide est d'autant plus fort que sa constante d'acidité Ka est élevée

ou son pKa = - log Ka plus faible.

 

Une base   est d'autant plus forte que la constante d'acidité Ka du couple acide-base associé est plus faible ou le pKa  plus élevé.

 

Plus un acide est fort et plus sa base conjuguée est faible et inversement.

CLASSEMENT DES ACIDES (OU BASES) FORTS OU FAIBLES DANS L'EAU

1 – Réaction d’un acide A dans l’eau pure.

La réaction d’acidité d’un acide A appartenant au couple A / B est

A + H2O  B + H3O+

La réaction d’acidité de l’acide H3O+ appartenant au couple H3O+ /H2O sera donc :

H3O+ + H2O  H2O + H3O+

Cette réaction d’acidité a une constante d’acidité égale à 1 ; on a donc

pour l’acide H3O+    Q = Ka = 1 ou encore pKa = 0

2 - Acides forts et acides faibles.

Un acide A appartenant à un couple acide-base de pKa négatif sera donc totalement transformé en ions H3O+ : on dit qu’il s’agit alors d’un acide fort.

Un acide A appartenant à un couple acide-base de pKa positif ne sera que partiellement transformé en ions H3O+ : on dit qu’il s’agit alors d’un acide faible.

Conséquences (pour les concentrations habituelles : << 1 mol.L -1 )  :

un acide fort A est totalement dissocié. la base conjuguée B d'un acide fort A est inerte c'est une base " nulle " un acide faible A est partiellement dissocié. la base conjuguée B d'un acide faible A est une base faible. aucun acide plus fort que H3O+ n'existe en solution

3 – Réaction d’une base dans l’eau.

La réaction de basicité d’une base   B appartenant au couple A / B est

B + H2O A + OH-.

La réaction de basicité de la base OH- appartenant au couple H2O / OH- sera donc :

OH- + H2O  H2O + OH-

Cette réaction de basicité a une constante de basicité Kb égale à 1.On a donc pour la base OH-     Q = Kb = 1 soit Ka = 10-14 ou encore pKa = 14

4 - Bases fortes et faibles.

Une base B appartenant à un couple acide-base de pKa supérieur à 14 sera donc totalement transformée en ions OH- : on dit qu’il s’agit alors d’une base forte.

Une base B appartenant à un couple acide-base de pKa positif ne sera que partiellement transformé en ions OH- : on dit qu’il s’agit alors d’une base faible.

Conséquences (pour les concentrations habituelles : << 1 mol.L -1 )  :

une base forte B est totalement dissociée. l'acide conjugué d'une base forte est inerte (acide " nul ") une base faible est partiellement dissociée. l'acide conjugué d'une base faible est un acide faible. aucune base plus forte que OH- n'existe en solution dans l'eau.

POLYACIDES ET POLYBASES

Un polyacide a la propriété de pouvoir libérer plusieurs protons par molécule.

La libération des protons se fait toujours de manière successive ; chaque formation de proton correspond à une réaction acido-basique qui possède une constante d’acidité; définie.A chacune des acidités successives d’un polyacide correspond des valeurs décroissantes des constantes d'acidité.

Exemples : l'acide phosphorique H3PO4 est un triacide avec 3 fonctions acides faibles :

La première correspond au couple A / B : H3PO4 / H2PO4- , Ka1 = 7,6 10-3 , (pKa1 = 2,1)

La seconde au couple H2PO4- / HPO4

2-, Ka2 = 6,3 10-8, (pKa2 = 7,2)

Et la troisième au couple HPO42- / PO4

3-, Ka3 = 4,3 10-13, (pKa3 = 12,4)

On constate que la première acidité est plus forte que la seconde, elle même supérieure à la troisième.

 

 

 

PH DES SOLUTIONS AQUEUSES

Définition du pH :

pH = - log aH3O+. = - log[H3O+] pour les solutions diluées

Acidité d'une solution 

A 25°C, une solution acide aura donc un pH inférieur 7 ( [H3O+] > 10-7 mol.L-1) et une solution basique un pH supérieur à 7 ( [H3O+] < 10-7 mol.L-1).Pour des concentrations habituelles d'acides ou de bases, le pH peut varier de valeurs légèrement négatives à des valeurs légèrement supérieures à 14 .

 

MISE EN EQUATION DU PROBLEMESoit une solution aqueuse contenant n espèces acides ou basiques appartenant à n couples acide/base Ai / Bi , cette solution contiendra 2n espèces chimiques de concentration inconnue plus les concentrations de H3O+ et OH-, soit 2n + 2 inconnues. Les concentrations de ces espèces devront être telles que

le milieu reste électriquement neutre : cette condition conduit à une équation d'électroneutralité indiquant qu’il y a autant de charges positives que de charges négatives dans un certain volume de solution.

pour chaque couple acide/base Ai / Bi, on aura une équation de conservation de la matière telle que [Ai] + [Bi] = [Ai]0 + [Bi]0 soit n équations de conservation de la matière que l’on appelle aussi équations bilans.

à chaque couple acide/base Ai / Bi, est associée une constante d'acidité Ka,i ; cela conduit à l’existence de n équations de type Ka,i = [Bi] [H3O+] / [Ai]

à la réaction d’autoprotolyse de l’eau est associée la constante d’équilibre Ke et donc l’équation l'équation Ke = [H3O+] [OH-] . Nous appellerons relations à l’équilibre l’ensemble des n relations liées aux équilibres acido-basiques et de celle due à l’autoprotolyse de l’eau.

Partant des 2n + 2 inconnues, on retrouve bien un système de (1) + (n) + (n) + (1) = 2n + 2 équations qu'il reste à résoudre.

APPROXIMATIONS PERMETTANT DE RESOUDRE LE SYSTEME D’EQUATIONSCes approximations portent sur la comparaison des concentrations des différentes espèces et elles ne modifient que les relations linéaires entre ces concentrations, c’est à dire seulement les relations d’électroneutralité et de conservation des espèces.

DIAGRAMME DE PREDOMINANCE DES ESPECES EN FONCTION DU PH DU MILIEUConsidérons le couple acido-basique A - B. A tout instant la relation correspondant à l’établissement de l’état d’équilibre :

sera vérifiée. Cette relation donne l’expression du rapport des concentrations des espèces A et B en fonction du pH :

log ( [B] / [A] ) = pH - pKa

On constate que suivant la valeur du pH, l'une des formes acide ou base du couple va prédominer ; la réprésentation graphique des concentrations des espèces A et B en fonction du pH s'appellent diagrammes de prédominance des espèces. De cette équation, on déduit facilement que par exemple :

si pH < pKa - 1 alors [A] > 10 [B]

un calcul analogue montre que, si pH > pKa + 1, alors [B] > 10.[A].

On peut représenter ces inégalités sous la forme de graphiques que l’on appelle diagrammes de prédominance des espèces :

Lorsque l’on introduit deux espèces chimiques de nature différente (un acide A1 et une base B2), le problème est de savoir si ces deux espèces vont réagir l’une avec l’autre ou non.

La réponse à cette question peut être apportée à partir du simple examen des diagrammes de prédominance des espèces en fonction du pH .

Utilisation de la méthode générale pour le calcul du pH

CAS D’UN MONOACIDE

 ►HA est un acide fort

HA + H2O    A- + H3O+ étant totale

1)Ecrire le système d’équations

Especes présentes: A-  , H3O+  , OH-

Electroneutralité: [H3O+]  = [A-] + [OH-]

Relation bilan: [A- ]= c c étant la molarité de l’acide

2)Déterminer l approximation

La solution étant acide, pH<7 et [OH-] < [H3O+]  càd [H3O+] >10. [OH-]

[H3O+] >10. Ke / [H3O+]  càd pH< 6.5

3) Résoudre le système d’équations

[H3O+]  =[ A- ]=c pH= -log c si pH<6.5

Pour les acides dilués (6.5<pH<7)

Il faut résoudre l’équation du second degré : [H3O+] - Ke / [H3O+]  = c

► HA est un acide faible

HA + H2O   A- + H3O+

2 H2O H3O+ + OH-

Especes presentes:  HA , A- ,H3O+ et OH-

Electroneutralité(E.N) : [H3O+]  = [ A- ] + [OH-]

Conservation de matière(CM): [HA] + [A-]= c

Relations des équilibres : Ka = [A-] [H3O+] / [HA]

Ke = [H3O+] [OH-]

Approximations: pH<6.5 et acide faiblement dissocié

[H3O+]  = [ A- ] et [HA] = c - [H3O+] 

D’ou Ka  = [H3O+] 2 / c - [H3O+] 

* si  pH < pKa – 1  soit [HA] > 10 [A-] alors [HA] = c

On peut écrire alors Ka  = [H3O+] 2 / c soit pH=1/2 (pKa –log c)

Avec pH < pKa – 1  soit 1/2 (pKa –log c) < pKa – 1  

Ceci se ramène à pKa +log c >2

* Si pH > pKa + 1 soit [A-] > 10[HA] alors [A-] = c

Comme [H3O+]  = [ A- ] on a [H3O+]  = c

Soit pH = -log c

HA est totalement dissocié et se comporte comme un acide fort.

Ceci est valable tant que pH > pKa + 1 soit pKa +log c<-1    

* Si -1<pKa +log c<2 il faut résoudre l’éq du second ordre

[H3O+] 2 = Ka  ( c - [H3O+]) soit pKa – 1  <pH < pKa + 1

CAS D’UNE BASE FAIBLE

B+H2O BH+ + OH-

Analogie entre acide et base

HA B Ka Kb

A- BH+ pKa pKb

H3O+ OH- pH pOH

Le calcul se fait de la même façon que dans le cas d’un acide faible. On calcule pOH et on déduit pH= 14-pOH.

Soit une base B (pKb,logC) sous réserve que pOH 6.5 càd pH>7.5

*si pKb+logC>2 (C/Kb>102) => la base est faible

pOH=1/2(pKb-log C)

pH=7+1/2(pKa+logC)

si pKb+log C<-1 => la base se comporte une base forte

pOH=-logC

pH= 14+logC

-1< pKb+log C<2 il faut resoudre l’eq du second ordre

Ke/[H3O+] = C[ H3O+ ]/(Ka+[H3O+])

[H3O+]= [Ke + (Ke2 + 4CKeKa)1/2] / 2C

Si7< pH<7.5 il faut resoudre l’eq du 3ème degré

Ke/[H3O+] =[H3O+] + C[ H3O+ ]/Ka+[H3O+]

PH D’UNE SOLUTION D’UN SEL

a) Sel d’acide fort et de base forte (sel neutre)

Ex : NaCl + H2O Na+aq + Cl-

aq

Na+ et Cl- sont indifférents =>le pH reste de l’eau pure pH=7

b) Sel d’acide fort et de base faible (sel acide)

NH4Cl + H2O NH4+ +Cl- dissociation

NH4+ + H2O NH3 + H3O+ hydrolyse

On note bien le caractère acide de NH4+. Le calcul est donc exactement celui d’un acide

faible

c )Sel d’acide faible et de base forte(sel basique)

CH3COONa + H2O CH3COO- + Na+ dissociation

CH3COO-+H2O CH3COOH + OH- Hydrolyse

Le pH est celui d’une base faible

d) Sel d’acide faible et de base faible

CH3COONH4 + H2O CH3COO- + NH4

+

CH3COO-+ H2O CH3COOH + OH- Ka1= [CH3COO] [H3O+ ] /[CH3COOH]

NH4++ H2O NH3 + H3O+ Ka2=[ NH3] [ H3O+ ] / [ NH4

+]

Eq globale: CH3COO-+ NH4+ CH3COOH + NH3

De Ka1 et Ka2 on tire H3O+ et on égalise les deux expressions :

pH=1/2(pKa1+ pKa2) +log [ NH3] [CH3COO]/ [ NH4+] [CH3COOH]

or l’acide et la base sont pris en proportions égales:

càd [ NH4+] = [CH3COO-] et [ NH3]= [CH3COOH]

par suite pH=1/2(pKa1+ pKa2)

on remarque que le pH est indépendant de la concentration

PH D’UNE SOLUTION D’AMPHOLYTE

Un ampholyte est une espèce qui se comporte à la fois comme un acide et comme une base.

Prenons comme HCO3- en solution :

Acide : HCO3 -+ H2O CO32-+ H3O+ Ka= [CO3

2- ][ H3O+ ] / [HCO3 -]

Base: HCO3 -+ H2O H2 CO3+ OH- Ka = [HCO3 - ] [ H3O+ ] / [H2CO3]

Eq Globale: : 2 HCO3 - CO32- + H2 CO3

Avec [CO32-]= [H2CO3] Ka1 . Ka2 = [ H3O+ ]2

par suite pH=1/2(pKa1+ pKa2)

PH D’UNE SOLUTION TAMPON « Relation d’HENDERSON »

la propriété d’une solution tampon est caractérisé par un pH qui varie très peu par addition d’un acide, d’une base ou par dilution.

Une telle solution se prépare à partir d’un mélange d’un acide faible et de sa base conjuguée, ou d’une base faible et son acide conjugué, pris dans des concentrations égales.

Exemple : soit le mélange (CH3COOH + CH3COONa)

Ca Cb

CH3COOH + H2O CH3COO- + H3O+

Ca

CH3COO- + H2O CH3COOH + OH- Ka= [CH3COO-] [H3O+ ] /[CH3COOH] (1)

Cb

[H3O+ ]= Ka. pH=pKa+ log pH=pKa+ log

Lorsque Ca=Cb pH = pKa 0n dit que l’effet tampon est maximum.

PH DUN MELANGE DE DEUX ACIDES

a)Mélange de deux acides forts

HA1 + H2O    A1- +  H3O+

HA2 + H2O    A2- + H3O+

Electroneutralité(E.N) : [H3O+]  = [ A1- ] + [ A2

- ] + [OH-]

= C1 +C2

pH = -log (C1 +C2)

Dans le cas de deux bases fortes : pH= 14+log (C1 +C2)

b)Mélange d’ acide fort et d’acide faible

HA1 + H2O    A1- +  H3O+

HA2 + H2O   A2- + H3O+

Electroneutralité(E.N) : [H3O+]  = [ A1- ] + [ A2

- ] + [OH-]

[H3O+]  = C1 +C2

Si C1 >> C2 l’acide fort impose son pH : pH= -log C1

Si C2 >> C1 l’acide faible impose son pH : pH=1/2 (pKa –log c)

pour pKa +log c>2

Si C1 est voisine de C2 , il faut résoudre l’équation du second degré :

[H3O+]  = C1 +C2 [H3O+]  = C1 +C2Ka/ [H3O+] 

Ex d’application: On considère une solution contenant HCl(10-n) et CH3COOH(10-1)

pKa =4.8

calculer le pH dans le cas n=1 , n=3, n=5

c)Mélange de deux acides faibles

Si pour chacun des deux acides on peut faire l’approximation d’acide faible(pK+logc 2), il en sera de même pour le mélange. Le milieu sera forcément plus acide que pour chaque solution.

On a pKa1+logc1 2 [HA1] > 10 [A1-] alors [HA1] = c1

pKa2+logc2 2 [HA2] > 10 [A2-] alors [HA2] = c2

[H3O+ ]2= Ka1C1+ Ka2C2 pH=-1/2log(Ka1C1+Ka2C2)

Rq: Dans l’approximation d’acide faible, le pH est imposée par l’acide de plus grand KaCa.

Si Ka1C1 ≥ 10Ka2C2 pH=-1/2log(Ka1C1) pH=1/2(pKa1-logC1)

Si les deux acides se comportent comme des acides forts, on compare les Ca.

Pour un mélange de base, le pH est imposé par celle qui a le plus grand KbCb .

PH D’UNE SOLUTION D’UN POLYACIDE

Les polyacides(Hn A) sont des substances susceptibles de libérer n protons par molécule.

Cas d’un diacide H2A

Deux couples acido basiques sont à envisager: H2A/HA- (pK1) et HA-/A2- (pK2)

On fait le calcul du pH (avec les approximations précedentes) en envisageant que la première acidité(pKa le plus faible)

Si l’on trouve pH<pK2-1, l’hypothèse précedente est valable.

Dans le cas contraire, il faut tenir compte des deux acidités.

a) Cas de l’acide oxalique C2O4H2(10-1M) pK1=1.2 et pK2= 4.3

b) Cas de l’acide sulfurique H2SO4(M/10); pK1=0 et pK2= 1.9

PRODUIT DE SOLUBILITE D’UN COMPOSE IONIQUE

.

Cas général pour une solution saturée peu concentrée

Soit un composé de formule chimique AmBn tel que :

La relation à l'équilibre devient donc :

Solubilité dans l'eau pure d'un composé ionique

Définition de la solubilité s d’un électrolyte

C’est la quantité de matière maximale( s) du composé qui peut être dissoute dans un litre de solution, c’est à dire la quantité du composé nécessaire à la fabrication d’un litre de solution saturée.

s s’exprime en mol.L-1.

Relation générale permettant de calculer la solubilité

Soit un composé de formule chimique AmBn tel que :

Si la quantité de AmBn que l'on a pu dissoudre dans un litre est de s mol.L-1, on calcule facilement s à partir de la relation :

[An+] = m.s   et   [Bm-] = n.sLa relation correspondant au produit de solubilité devient :

mm . nn .s (m+n) = Ks

 

DEPLACEMENT DES EQUILIBRES DE PRECIPITATION

Influence de la température sur la solubilité

La solubilité   d’un composé dépend de la valeur du produit de solubilité Ks du composé et la valeur de Ks dépend de la température T selon la loi de Van t’Hoff   .

C’est le signe de l’enthalpie standard de dissolution qui détermine le sens de l’évolution de la solubilité s avec la température T .

Le plus souvent la solubilité d’un composé ionique augmente avec la température.

 Effet d ion commun

ABs Aaq + Baq ( )

si on ajoute à la solution un excès de A ou de B, l’équilibre se déplace dans le sens(2)(Loi de le Chatelier), càd vers la formation du précipite, et par conséquent la solubilité diminue.

Exemple : Calculer la solubilité de AgCl (Ks 1.7 10-10)

a) dans l’eau, Ks = [Ag+].[Cl-] = s2 s = 1.3 10 -5mol/l

b) dans une solution de NaCl 10-1M Ks = [Ag].[Cl] = s’(s’ + [NaCl]) = s’(s’ + c)

souvent s’ <<c Ks = s’c s’= 1.7 10-9 mol/l

Solubilité en fonction du pH

L’influence de l’acidité sur la solubilité prend une grande importance, car la plupart des ions sont en équilibre avec les protons. C’est en particulier le cas des sulfures(S2-), des carbonates(CO3

-), des cyanures(CN-).

ABs Aaq + Baq Ks = [A].[B]

Si B est une base par exemple CN- ou CH3COO-, on a l’équilibre :

B + H2O HB +OH- ou B + H3O+ HB + H2O

Ka = [B].[H3O+] / [HB]

La solubilité s = [A] = [B]+ [HB] = [B](1 + [HB] / [B])

s = [A] = [B](1 + [H3O+] / Ka), en multipliant par [A] = s

s2 = [A].[B](1 + [H3O+] / Ka) s2 = Ks (1 + 10 pKa- pH)

s=(Ks(1+ 10pKa- pH))1/2 La solubilité augmente si le pH diminue

ANNEXE

L échelle de pH a été introduite par le chimiste danois SOREN SORENSEN en 1909 lorsqu il contrôlait la qualité du brassage de la bière.

Le jus de citron a un pH de 2.5 (H3O+=3.2 10-3M = 10 fois celle du jus d orange)

pH

2 3 jus de citron , vinaigre

3 4 eau gazeuse , vin

4 5 jus de tomate , bière , pluie acide 3 6

6 7 lait(6.1 6.3), salive(6.3 7.3) eau de robinet(5.8 7.4, urine 5 8

7 8 sang

8. 8.4 détergents

Université Hassan Ier Année universitaire: 2010-11

FST Settat

T.D de Chimie en Solution MIP( Série N°1)

I) Sachant que KOH, NaOH, HCl et HNO3 sont des électrolytes forts, écrire les

réactions que donnent les composés suivants en solution aqueuse : KCl, KCN,

NH4NO3, NH4CN, CH3COONa. Indiquer le caractère acide, basique ou neutre

des solutions obtenues.

II) a- Calculer le pH des solutions acides suivantes :

* HCl : 10-2 mol/l ; HCl : 10-6 mol/l ; HCl : 10-8 mol/l

* HF : 10-1 mol/l ; HF : 10-2 mol/l ; HF : 10-6 mol/l

b- Discuter les approximations effectuées lors des calculs précédents.

III) Calculer le pH des solutions décimolaires suivantes :

NaCl ; NH4CN ; CH3COONa ; Na2CO3 ;NaHCO3

pka (HF/F-) = 3,2 ; pka (NH4+/NH3) = 9,2  ; pka (CH3COOH/CH3COO-) = 4,8.

Pka (HCN/CN-) = 9,4 ; pka (HCO3-/CO2

-) = 10,4 ; pka (H2CO3/HCO3-) = 6,4.

IV) Soit un litre de solution d’acide acétique(0.1M) .

.a- Calculer le taux de dissociation de cet acide

b- calculer le pH de la solution étudiée

c- Combien de moles d’acide acétique faut il ajouter à volume constant à la

solution précédente pour que le taux de dissociation soit réduit de moitié ?

d- Calculer le pH de la solution obtenue

e- Combien faut-il ajouter de moles d’acide chlorhydrique à volume constant

pour que le taux de dissociation soit réduit de moitié ?

f- Quel est le pH de la solution obtenue ?