1) NATURE DES SUBSTANCES MÉLANGEABLES. Nous avons déjà vu que dans les substances à molécules polaires (en particulier avec des liaisons hydrogène) et dans les substances ioniques, il existe une forte attraction mutuelle des particules. Par conséquent, ces substances ne seront pas facilement écrasées (mélangées avec d'autres) s'il n'y a pas de forte attraction dans la solution entre les particules de différentes substances, c'est-à-dire une valeur élevée de ΔH 1 doit être entièrement ou presque entièrement compensée par une valeur négative de ΔH 2. Il s'ensuit que les substances comportant des liaisons ioniques ou des molécules polaires devraient se dissoudre beaucoup mieux dans les solvants polaires ou ioniques que dans les solvants comportant des molécules non polaires. En conséquence, les substances contenant des molécules non polaires se dissolvent mieux dans les solvants non polaires et moins bien dans les solvants polaires et les métaux dans les métaux. Cette règle a été formulée par les alchimistes : le semblable se dissout dans le semblable. Il ne faut pas confondre liaisons polaires et molécules polaires. La liaison C-Cl est polaire, mais dans la molécule CCl 4, ces liaisons sont situées symétriquement et leurs moments dipolaires totalisent zéro, donc la molécule dans son ensemble est non polaire. Une molécule d’eau est polaire uniquement parce qu’elle est angulaire. S'il était linéaire, comme le CO 2, il serait apolaire, Bp. serait bien inférieur.
Ainsi, s'il y a une tache grasse sur les vêtements, il vaut mieux la laver non pas avec de l'eau, mais avec de l'essence, du CCl 4 ou un autre solvant non polaire, et si la tache est causée par du sel ou du sucre, alors c'est mieux avec de l'eau, pas de l'essence. De même en métallurgie : les métaux à l'état liquide se dissolvent généralement bien et dissolvent mal les substances avec des liaisons ioniques (propres oxydes, phosphates, silicates, fluorures), qui forment une phase liquide distincte - les scories.
2) TEMPÉRATURE. Ici, comme dans tout autre équilibre, le principe de Le Chatelier s'applique. Lorsqu'elle est chauffée, la solubilité augmente si ΔHsol > 0 (et plus fortement, plus ΔH est élevé) et diminue si ΔHsol< 0. Для твердых веществ более характерно первое, а для газов - второе, хотя бывает и наоборот. Это особенно наглядно в случае солей, образующих кристаллогидраты. При растворении кристаллогидрата в воде не может быть сильной гидратации, поскольку вещество уже гидратировано. Поэтому преобладает первое слагаемое, и ΔHраств >0. Si nous prenons le même sel sous forme anhydre, mais que nous savons qu'il est capable de produire de l'hydrate cristallin, alors nous pouvons nous attendre à ce que son deuxième terme prédomine, et ΔHsol< 0. Поэтому графики зависимости растворимости от температуры у кристаллогидрата и безводной соли часто имеют противоположный наклон.
Ainsi, le plus souvent, lorsque des substances solides ou liquides sont dissoutes dans des liquides, la solubilité augmente avec l'augmentation de la température, tandis que pour les gaz, elle diminue.
3) PRESSION. Comme nous l’avons déjà évoqué, la pression affecte principalement les processus impliquant des gaz.
La masse de gaz dissoute à température constante dans un volume de liquide donné est directement proportionnelle à la pression partielle du gaz.
Ce la loi de Henry. Elle peut être exprimée par l'équation :
ω В = k В · p B
où ω B est la fraction massique de gaz dans une solution saturée, p B est la pression partielle du gaz au-dessus de la solution, k B est le coefficient de proportionnalité, appelé constante de Henry, caractérisant la solubilité d'un gaz donné dans un solvant donné.
Elle n'est valable que pour des solutions diluées, à des pressions peu élevées, et à condition qu'il n'y ait ni dissociation ni association lors de la dissolution (sinon l'équation de la réaction changera). Par exemple, cela n'est pas applicable pour HCl dans l'eau, mais pour O 2, N 2, NO, c'est applicable. D’après l’équation d’état d’un gaz, son volume est inversement proportionnel à la pression. Par conséquent, selon la loi de Henry, le volume de gaz pouvant se dissoudre dans une quantité donnée de solvant ne dépend pas de la pression. On peut dire : 31 ml d'oxygène se dissolvent dans 1 litre d'eau à 20°C, sans indiquer la pression. Si vous augmentez la pression, le nombre de molécules d'oxygène dans la solution augmentera, mais le volume de gaz dissous restera le même.
Quiconque a ouvert une bouteille de limonade, de bière ou de champagne a constaté la dépendance de la solubilité des gaz à la pression. Il y a une pression accrue à l’intérieur de la bouteille et du dioxyde de carbone est en solution. A l'ouverture, la pression chute, le gaz se mélange à l'air et la pression partielle du CO 2 baisse encore plus. La solution devient sursaturée et des bulles de gaz s'en dégagent.
4) PRÉSENCE D'UNE TROISIEME SUBSTANCE. Son influence peut être variée. Les cas les plus importants :
a) cette substance est fortement solvatée, se lie à de nombreuses molécules de solvant et réduit ainsi la solubilité ; exemple : alcool en relation avec des solutions salines ;
b) cette substance lie les molécules ou les ions du soluté et augmente ainsi la solubilité ; exemple : l'ammoniac, qui lie les ions cuivre et augmente la solubilité du Cu(OH) 2 ;
c) cette substance produit des ions du même nom que les ions du soluté, et déplace ainsi l'équilibre de dissolution vers la gauche ; exemple : dans une solution saturée de CaSO 4 il y a un équilibre CaSO 4 (sol) = Ca 2+ (solution) + SO 4 2- (solution). En ajoutant une solution forte de chlorure de calcium, on augmente la concentration en ions calcium, et une partie du sulfate précipite.
Lorsque HCl(g) est ajouté à une solution saturée de NaCl, les raisons (a) et (c) s’appliquent.
Nature du gaz. Dans des conditions normales, un volume d'eau, par exemple, peut dissoudre 0,02 volume d'hydrogène, 0,05 volume d'oxygène, 400 volumes de chlorure d'hydrogène ou 700 volumes d'ammoniac. Le gaz qui a un point d’ébullition plus élevé se dissout mieux dans les liquides.
Nature du solvant. La grande majorité des gaz dont les molécules sont non polaires (H 2, O 2, N 2, etc.) se dissolvent mieux dans les solvants légèrement polaires (par exemple organiques) que dans l'eau.
Température. Lorsqu'ils sont chauffés, la solubilité des gaz dans les liquides diminue généralement. En faisant bouillir des liquides, il est généralement possible de les libérer des gaz dissous (c'est-à-dire de procéder à un dégazage). Avec l'augmentation de la température, la solubilité dans le liquide des gaz dont le processus de dissolution s'accompagne d'un dégagement de chaleur diminue. La dissolution des gaz dans les liquides organiques s'accompagne souvent d'une absorption de chaleur ; dans de tels cas, la solubilité du gaz augmente avec l’augmentation de la température.
Pression. La dépendance de la solubilité du gaz sur la pression exprime loi de solubilité des gaz (Henri, 1803) : La solubilité d'un gaz dans un liquide est directement proportionnelle à sa pression partielle :
Où R. B – pression partielle du gaz Au-dessus de la surface de sa solution, Pa ;
K G – constante de proportionnalité (constante de Henry), Pa;
X B – fraction molaire de gaz dissous .
Une diminution de la pression partielle d'un gaz entraîne une diminution de sa solubilité. Un exemple est l'eau gazeuse ordinaire, qui est une solution aqueuse saturée de dioxyde de carbone préparée sous haute pression : au contact de l'air (dans lequel la pression partielle du CO 2 n'est que de 0,2 mm Hg), le dioxyde de carbone dissous commence à être rapidement libéré.
La loi de la solubilité des gaz n'est vraie que pour des solutions suffisamment diluées, à des pressions relativement basses et en l'absence d'interaction chimique entre les molécules du gaz dissous et le solvant (ou entre elles).
Solubilité des liquides dans les liquides
Solubilité mutuelle illimitée, ou miscibilité
(toluène - benzène, alcool éthylique - eau).
Solubilité mutuelle limitée (eau - éther diéthylique,
eau - essence);
Insolubilité presque totale (mercure – eau) ;
Si les liquides se dissolvent les uns dans les autres dans une mesure limitée, alors deux phases liquides se forment, et la phase avec une densité plus élevée (une solution saturée d'essence dans l'eau) sera dans la couche inférieure, et la phase avec une densité plus faible (un solution saturée d'eau dans l'essence) se trouvera dans la couche supérieure. Lorsqu'ils sont chauffés, la solubilité des liquides dans les liquides augmente le plus souvent et un moment peut survenir (quand température critique de la solution), lorsque la limite de phase disparaît et qu'une phase liquide se forme (c'est-à-dire que les deux liquides se mélangent dans n'importe quelle proportion).
La dissolution mutuelle des liquides ne s'accompagne généralement pas d'un changement significatif de volume et dépend donc peu de la pression, n'augmentant sensiblement qu'à des pressions très élevées (de l'ordre de milliers d'atmosphères ou 10 8 Pa).
Solubilité des solides dans les liquides
Il existe une division conditionnelle des substances selon leur solubilité dans un solvant spécifique à une certaine température en pratiquement insoluble(moins de 0,1 g pour 100 g de solvant, soit moins de 0,001 mol/l), peu soluble(de 0,1 à 1 g pour 100 g de solvant, soit 0,001-0,1 mol/l) et très soluble substances (plus de 1 g pour 100 g de solvant, soit plus de 0,1 mol/l) (voir annexe 2). À mesure que la température augmente, la solubilité des solides dans les liquides augmente généralement.
Lorsque des solides sont dissous dans l’eau, le volume du système change légèrement, leur solubilité est donc pratiquement indépendante de la pression.
Solution idéale - une solution formée comme un simple mélange « physique » de composants en l’absence de leurs interactions chimiques. La formation d'une telle solution ne s'accompagne pas d'effet thermique ni de changement de volume (∆V = 0, ∆H = 0). Bien que les solutions n’aient pas de propriétés idéales, le comportement de beaucoup d’entre elles est décrit de manière tout à fait satisfaisante à l’aide de ce modèle.
6.6. RÉGULARITÉS DE COMPORTEMENT DE LA SOLUTION :
LOI DE RAOULT
Pression de vapeur au-dessus de la solution. A une température donnée, la pression de vapeur saturée au-dessus de chaque liquide est une valeur constante. Lorsqu’une substance non volatile est dissoute dans un liquide, la pression de vapeur saturée de ce liquide diminue. Ainsi, la pression de vapeur saturée d'un solvant au-dessus d'une solution d'une substance non volatile est toujours inférieure à celle d'un solvant pur (individuel) à la même température. La différence entre ces quantités s'appelle abaisser la pression de vapeur du solvant au-dessus de la solution (ou en diminuant la pression de vapeur de la solution). Le rapport entre l'ampleur de cette diminution et la pression de vapeur saturée du solvant au-dessus du solvant pur est appelé diminution relative de la pression de vapeur du solvant au-dessus de la solution :
Où p 0– pression de vapeur saturée du solvant supérieure au solvant pur ;
R.– pression de vapeur saturée du solvant au-dessus de la solution.
physicien français Raoul en 1887 a établi une loi relative à la diminution de la pression de vapeur d'un solvant par rapport aux solutions diluées non-électrolytes avec concentration : la diminution relative de la pression de vapeur saturée du solvant au-dessus de la solution est égale à la fraction molaire du soluté. Expression mathématique La loi de Raoult :
Où X B – fraction molaire du soluté B .
Le phénomène de diminution de la pression de vapeur saturée d'un solvant au-dessus d'une solution découle de Le principe du Chatelier :Si un système en équilibre est influencé de l’extérieur par la modification d’un paramètre, alors l’équilibre se déplacera dans une direction qui contribuera à rétablir l’équilibre du système.
Imaginons un équilibre entre un liquide, comme l'eau, et sa vapeur. Cet équilibre, qui correspond à une certaine pression de vapeur saturée, peut être exprimé par l'équation
(H 2 O) liquide = (H 2 O) vapeur.
Si vous dissolvez maintenant une certaine quantité d'une substance dans l'eau, la concentration de molécules d'eau dans le liquide diminuera et un processus commencera qui l'augmentera - condensation de vapeur. Un nouvel équilibre sera établi à une pression de vapeur saturée plus faible.
Congélation et ébullition des solutions. Les substances pures (individuelles) sont caractérisées par des températures de transition strictement définies d'un état d'agrégation à un autre (point d'ébullition t kip, point de fusion t fusion ou cristallisation). À pression atmosphérique normale (101,325 kPa) t kip et t le point de fusion de l'eau est respectivement de 0 et 100 °C.
La présence d'un soluté augmente le point d'ébullition et abaisse le point de congélation du solvant, et plus la solution est concentrée, plus elle est forte. Dans la plupart des cas, seul le solvant cristallise à partir de la solution (lors de la congélation) ou s'évapore (lors de l'ébullition), ce qui entraîne une augmentation de la concentration de la solution pendant le processus de congélation ou d'ébullition. Ceci entraîne à son tour une augmentation encore plus importante du point d’ébullition et une diminution du point de congélation. Ainsi, la solution cristallise et bout non pas à une certaine température, mais dans une certaine plage de température. La température de début de cristallisation et de début d'ébullition d'une solution donnée est appelée sa point de congélation et point d'ébullition.
La différence entre les points d’ébullition d’une solution et d’un solvant pur s’appelle augmenter le point d'ébullition de la solution (∆t kip). La différence entre les températures de congélation d'un solvant pur et d'une solution s'appelle abaisser le point de congélation de la solution (∆t adjoint). Désignant – les températures de congélation et d’ébullition d’un solvant pur, et – les températures de cristallisation et d’ébullition de la solution, on a :
N'importe lequel un liquide commence à bouillir à la température à laquelle sa pression de vapeur saturée atteint la pression externe. Par exemple, l'eau sous une pression de 101,325 kPa bout à 100 °C car à cette température, la pression de la vapeur d'eau est exactement de 101,325 kPa. Si vous dissolvez une substance non volatile dans l'eau, sa pression de vapeur diminuera. Pour amener la pression de vapeur de la solution obtenue à 101,325 kPa, vous devez chauffer la solution au-dessus de 100 °C. Par conséquent, le point d’ébullition d’une solution est toujours supérieur au point d’ébullition d’un solvant pur.
La cristallisation est associée à la libération d'une quantité de chaleur égale à la chaleur de fusion, et pour les liquides purs, elle se produit à une température constante, et la température de cristallisation est égale au point de fusion T carré. Ce dernier est déterminé à partir de l’équation Clapeyron- Clause :
Où R.- pression;
v Et v TV – volume spécifique de phases liquide et solide, respectivement ;
L pl – chaleur spécifique de fusion (transition de phase).
Une augmentation du point d'ébullition et une diminution du point de congélation des solutions correspondent au principe de Le Chatelier. Supposons qu'il y ait un équilibre entre une phase liquide et une phase solide, par exemple l'équilibre entre l'eau liquide et la glace à 0 °C. Cela peut être exprimé par l'équation
(H 2 O) solide (H 2 O) liquide.
Si vous dissolvez une certaine quantité d'une substance dans l'eau, la concentration de molécules d'eau dans le liquide diminuera et un processus commencera qui l'augmentera - la glace fondante. Pour établir un nouvel équilibre, il faut baisser la température.
F. Raúl en 1882-1888 trouvé ceci pour les solutions diluées de non-électrolytes, l'augmentation du point d'ébullition et la diminution du point de congélation sont proportionnelles à la concentration de la solution :
où avec T– concentration molaire (molalité) ;
E et K – constantes ébullioscopiques et cryoscopiques,
Dépend uniquement de la nature du solvant, mais pas de la nature
substance dissoute.
Pour l'eau, la constante cryoscopique de Kravna est de 1,85 et la constante ébulioscopique E est de 0,52. Pour le benzène, C 6 H 6 K = 5,1, E = 2,57 ; pour l'acide acétique CH 3 COOH K = 3,9, E = 3,07.
Les méthodes ébulioscopiques et cryoscopiques pour déterminer les masses moléculaires des substances sont basées sur des mesures des températures d'ébullition et de congélation des solutions.
La loi de Raoult s'applique aux solutions idéales infiniment diluées ; son application aux solutions réelles est d'autant plus limitée que leur concentration est élevée.
6.7. OSMOSE
La diffusion. La solution est un système homogène (homogène). Les particules du soluté et du solvant sont en mouvement thermique aléatoire et sont uniformément réparties dans tout le volume de la solution. Si vous placez une solution concentrée d'une substance, telle que du sucre, dans un cylindre et versez soigneusement une couche d'une solution de sucre plus diluée dessus, alors au début, le sucre et l'eau seront inégalement répartis dans tout le volume du solution. Cependant, après un certain temps, les molécules de sucre et d'eau seront à nouveau réparties uniformément dans tout le volume du liquide. Cela se produit parce que les molécules de sucre, se déplaçant de manière aléatoire, pénètrent à la fois d'une solution concentrée dans une solution diluée et dans la direction opposée ; mais en même temps, sur une période donnée, davantage de molécules de sucre passent d'une solution plus concentrée à une solution moins concentrée que d'une solution diluée à une solution concentrée. De la même manière, les molécules d’eau se déplacent dans des directions différentes, mais en même temps, plus de molécules d’eau se déplacent d’une solution diluée, plus riche en eau, vers une solution concentrée, que n’en sont transférées dans la direction opposée au même temps. Ainsi, il y a un mouvement dirigé du sucre d'une solution concentrée vers une solution diluée, et de l'eau d'une solution diluée vers une solution concentrée. Chaque substance est transférée là où sa concentration est la plus faible. Tel le processus spontané de mouvement d'une substance conduisant à l'égalisation de sa concentration est appelé la diffusion .
Lors de la diffusion, un certain ordre initial dans la distribution des substances (une concentration élevée d'une substance dans une partie du système et une faible concentration dans une autre) est remplacé par un désordre complet dans leur distribution.
La diffusion peut être observée si une solution colorée, par exemple une solution de KMnO 4, est versée dans un cylindre en verre et que de l'eau est soigneusement ajoutée dessus afin de ne pas provoquer de mélange. Au début, une frontière nette sera perceptible, mais progressivement elle deviendra floue ; après un certain temps, la substance dissoute sera répartie uniformément dans tout le volume de la solution et tout le liquide prendra la même couleur.
Dans l'exemple considéré, les particules de solvant et de soluté diffusent dans des directions opposées. Ce cas s'appelle approche ou diffusion bidirectionnelle . La situation sera différente si vous vous situez entre deux solutions semi-perméable une cloison à travers laquelle le solvant peut passer mais pas le soluté. Par exemple, si vous imbibez un cylindre d'argile poreuse avec une solution de sulfate de cuivre préparée à partir de sulfate de cuivre, puis que vous le plongez dans une solution d'hexacyanoferrate de potassium (II), l'hexacyanoferrate de cuivre se déposera dans les pores du cylindre :
2CuSO 4 + K 4 = Cu 2 ↓ + K 2 SO 4.
Un cylindre d'argile ainsi traité présente les propriétés d'une cloison semi-perméable ; Les molécules d’eau peuvent traverser ses parois, mais elles sont imperméables aux particules de soluté.
Si une solution d'une substance, telle que du sucre, est versée dans un tel cylindre et que le cylindre est immergé dans l'eau, l'égalisation des concentrations se produira uniquement en raison du mouvement des molécules d'eau. Ces derniers diffusent dans la solution en plus grand nombre qu'en retour, donc le volume de la solution augmentera progressivement et la concentration en sucre diminuera. Tel la diffusion unidirectionnelle à travers un septum semi-perméable est appelée par osmose.
Le rôle de l'osmose dans la vie des animaux et des plantes. Les membranes cellulaires sont facilement perméables à l'eau, mais presque imperméables aux substances dissoutes dans le liquide intracellulaire. En pénétrant dans les cellules, l'eau y crée une pression excessive, ce qui étire légèrement les membranes cellulaires et les maintient dans un état tendu, de sorte que les organes végétaux tels que les tiges herbacées, les feuilles et les pétales de fleurs ont de l'élasticité. Si vous coupez une plante, en raison de l'évaporation de l'eau, le volume de liquide intracellulaire diminue, les membranes cellulaires tombent, deviennent flasques - la plante se flétrit. Si une plante qui a commencé à se faner est placée dans l'eau, osmose, les membranes cellulaires se tendent à nouveau et la plante retrouve son aspect antérieur.
L'osmose est l'une des causes responsables de la montée de l'eau le long de la tige d'une plante, de la nutrition des cellules et de bien d'autres phénomènes.
Si vous placez des érythrocytes (globules rouges) dans l'eau du robinet, ils éclateront, car la concentration de sels à l'intérieur des érythrocytes est importante par rapport à l'eau, où il n'y a pratiquement pas de sels. En raison de l’osmose, l’eau pénètre dans les cellules et les déchire. Par conséquent, les médicaments destinés à l'administration intraveineuse ne sont pas préparés avec de l'eau pure, mais avec une solution saline spéciale (physiologique) NaCl.
Pression osmotique (p)– pression interne de la substance dissoute, numériquement égale à la pression externe qui doit être appliquée pour arrêter l'osmose ; cela dépend de la température et de la concentration, mais ne dépend ni de la nature du soluté ni de la nature du solvant. Cette dépendance Van't Hoff (1886) ont comparé le comportement d'un gaz parfait :
p= CRT,
Où p– pression osmotique de la solution, kPa ;
Avec–concentration molaire de la solution (molarité), mol/l ;
R- constante molaire des gaz, 8,314 J/(mol∙K) ;
T– température thermodynamique absolue de la solution.
L'équation décrivant la loi de Van't Hoff permet de déterminer la masse molaire (et donc la masse moléculaire relative) de la substance dissoute à partir de la pression osmotique de la solution :
Où T– masse de substance dissoute, kg ;
V– volume de solution, l;
M– masse molaire, kg/mol.
SOLUTIONS ÉLECTROLYTES
THÉORIE D'ARRHÉNIUS
Les solutions d'acides, de sels et de bases sont électriquement conductrices et leur comportement s'écarte des lois des solutions diluées. Raoul Et Van't Hoffa .
Théorie de l'ionisation, ou dissociation électrolytique(Arrhénius , 1887) : « Les molécules d'acides, de bases et de sels dans une solution aqueuse se désintègrent partiellement en ions indépendants. Plus il y a de tels ions, plus la conductivité électrique de la solution est élevée. Mais à mesure que les molécules se désintègrent en ions, le nombre total de particules dans la solution augmente également, puisque dans ce cas, deux (ou plus) particules sont obtenues à partir d'une particule. Par conséquent, la loi des solutions diluées s’avère correcte pour les solutions aqueuses d’acides, de bases et de sels, si l’on prend en compte non seulement les molécules, mais aussi les ions résultant de leur décomposition en particules indépendantes.
Partisan de la théorie « physique » des solutions, Arrhenius n’a pas pris en compte interactions de solutés avec un solvant et pensait que les molécules se désintégraient en ions libres. Une considération isolée du processus d'ionisation n'a pas permis de le comprendre correctement.
LA THÉORIE DE KABLUKOV
I.A. Kablukov(1891) performances connectées AVEC .Arrhénius et théorie chimique des solutions D.I. Mendeleïev : « À notre avis, l'eau, décomposant les molécules d'un corps dissous, entre avec des ions dans des composés fragiles qui sont en état de dissociation ; selon Arrhenius, les ions se déplacent librement comme les atomes individuels qui se produisent lors de la dissociation des molécules halogènes à haute température. Du point de vue Kabloukova, les solutions aqueuses ne contiennent pas d'ions libres, mais hydratés, et plus particulièrement hydratation Et est la principale raison de l’ionisation des molécules.
Les ions chargés positivement sont appelés cations, chargé négativement - anions.
Processus de décomposition d'une substance en ions individuels. A proximité de chacun des ions, une substance ionique dissoute dans l'eau, par exemple NaCl, le pôle négatif du dipôle eau sera attiré vers l'ion positif Na +, et le pôle positif sera repoussé et attiré vers l'ion négatif Cl –. En conséquence, un certain nombre de molécules d’eau dipolaires attirées par elles se rassembleront à proximité des deux ions. Les forces d'attraction entre les ions s'affaiblissent tellement que l'énergie d'interaction avec les molécules d'eau (hydratation) s'avère suffisant pour séparer les ions les uns des autres.
Dans les solvants moins polaires que l’eau, l’orientation des dipôles autour des ions se produit nettement moins. En conséquence, l'affaiblissement des forces d'attraction entre les ions diminue également, de sorte que l'énergie d'hydratation peut être insuffisante pour les séparer les uns des autres. Par conséquent, la décomposition de la molécule en ions n'est généralement pas observée dans des solvants à faible polarité tels que l'éther diéthylique, le benzène, etc., et ne se produit que relativement faiblement dans les solvants de polarité intermédiaire, par exemple dans l'alcool éthylique. L’affaiblissement des forces d’attraction entre atomes polarisés dépend de constante diélectrique (ε) du solvant, puisque ce dernier est inclus dans l'expression complète du principal loi de l'électrostatique - La loi de coulomb:
où F est la force d'interaction des charges q 1 et q 2 ;
r– distance entre les charges ;
ε est la constante diélectrique du solvant.
Pour l'eau dans des conditions normales (20 0 C) ε = 81, donc dans l'eau les forces d'attraction entre les ions sont 81 fois moindres que dans un cristal (où pour l'espace entourant la particule ε = 1). Les valeurs ε pour l'alcool éthylique, l'éther diéthylique et le benzène sont respectivement de 26,8, 4 et 2.
La désintégration en ions dans l'eau est observée non seulement pour les substances ioniques, mais également pour les substances dont les molécules à l'état libre sont polaires. Un exemple est HCl. L'étape préliminaire de la décomposition est la transition d'une structure polaire vers une structure ionique, qui se produit sous l'influence des dipôles de l'eau. L'attraction des dipôles de l'eau vers les extrémités d'une molécule polaire provoque la divergence de ses pôles, ce qui peut amener la molécule à acquérir une structure ionique.
Dans les substances avec des liaisons ioniques et polaires, la décomposition en ions se produit d'abord le long des liaisons ioniques, puis à travers les liaisons polaires ioniques (c'est-à-dire capables de devenir assez facilement ioniques). En règle générale, les liaisons covalentes faiblement polaires et non polaires ne se décomposent pas en ions.
Dans la vie de tous les jours, les gens rencontrent rarement la plupart des objets qui sont des mélanges de substances.
Une solution est une solution dans laquelle les composants sont uniformément mélangés. Il en existe plusieurs types selon la granulométrie : les systèmes grossiers, les solutions moléculaires et les systèmes colloïdaux, souvent appelés sols. Cet article traite de la moléculaire (ou solubilité des substances dans l'eau - l'une des principales conditions affectant la formation de composés.
Solubilité des substances : qu'est-ce que c'est et pourquoi est-elle nécessaire ?
Pour comprendre ce sujet, vous devez connaître la solubilité des substances. En termes simples, c'est la capacité d'une substance à se combiner avec une autre et à former un mélange homogène. Si nous l’abordons d’un point de vue scientifique, nous pouvons envisager une définition plus complexe. La solubilité des substances est leur capacité à former des compositions homogènes (ou hétérogènes) avec une distribution dispersée de composants avec une ou plusieurs substances. Il existe plusieurs classes de substances et composés :
- soluble;
- peu soluble;
- insoluble.
Qu'indique la mesure de solubilité d'une substance ?
Le contenu d’une substance dans un mélange saturé est une mesure de sa solubilité. Comme mentionné ci-dessus, c'est différent pour toutes les substances. Les solubles sont ceux qui peuvent diluer plus de 10 g d'eux-mêmes pour 100 g d'eau. La deuxième catégorie est inférieure à 1 g dans les mêmes conditions. Pratiquement insolubles sont ceux dans lesquels moins de 0,01 g du composant passe dans le mélange. Dans ce cas, la substance ne peut pas transférer ses molécules à l'eau.
Quel est le coefficient de solubilité
Le coefficient de solubilité (k) est un indicateur de la masse maximale d'une substance (g) pouvant être diluée dans 100 g d'eau ou une autre substance.
Solvants
Ce processus implique un solvant et un soluté. Le premier diffère en ce qu’il se trouve initialement dans le même état d’agrégation que le mélange final. En règle générale, il est consommé en plus grande quantité.
Cependant, beaucoup de gens savent que l’eau occupe une place particulière en chimie. Il existe des règles distinctes pour cela. Une solution dans laquelle H 2 O est présent est dite aqueuse. Lorsqu’on en parle, un liquide est un extractant même lorsqu’il est en plus petite quantité. Un exemple est une solution à 80 % d’acide nitrique dans l’eau. Les proportions ici ne sont pas égales : bien que la proportion d'eau soit inférieure à celle de l'acide, il est incorrect d'appeler la substance une solution à 20 % d'eau dans l'acide nitrique.
Il existe des mélanges qui ne contiennent pas de H 2 O. Ils seront dits non aqueux. De telles solutions électrolytiques sont des conducteurs ioniques. Ils contiennent un ou un mélange d'agents d'extraction. Ils contiennent des ions et des molécules. Ils sont utilisés dans des industries telles que la médecine, la production de produits chimiques ménagers, de cosmétiques et d'autres domaines. Ils peuvent combiner plusieurs substances souhaitées avec des solubilités différentes. Les composants de nombreux produits utilisés en externe sont hydrophobes. En d’autres termes, ils n’interagissent pas bien avec l’eau. Ceux-ci peuvent être volatils, non volatils et combinés. Dans le premier cas, les substances organiques dissolvent bien les graisses. Les substances volatiles comprennent les alcools, les hydrocarbures, les aldéhydes et autres. Ils sont souvent inclus dans les produits chimiques ménagers. Les non volatils sont le plus souvent utilisés pour fabriquer des onguents. Ce sont des huiles grasses, de la paraffine liquide, de la glycérine et autres. Combiné - un mélange de substances volatiles et non volatiles, par exemple de l'éthanol avec de la glycérine, de la glycérine avec du dimexide. Ils peuvent également contenir de l'eau.
Types de solutions par degré de saturation
Une solution saturée est un mélange de produits chimiques contenant la concentration maximale d'une substance dans le solvant à une certaine température. Il ne sera plus divorcé. Dans la préparation solide, des précipitations sont perceptibles, qui sont en équilibre dynamique avec elle. Ce concept désigne un état qui persiste dans le temps en raison de son apparition simultanée dans deux directions opposées (réactions directe et inverse) à la même vitesse.
Si une substance peut encore se décomposer à température constante, alors cette solution est insaturée. Ils sont résilients. Mais si vous continuez à y ajouter une substance, elle sera diluée dans de l’eau (ou un autre liquide) jusqu’à atteindre sa concentration maximale.
Un autre type est sursaturé. Il contient plus de soluté qu’il n’y en aurait à température constante. Du fait qu’ils sont en équilibre instable, la cristallisation se produit lorsqu’ils sont physiquement exposés.
Comment distinguer une solution saturée d’une solution insaturée ?
C'est assez facile à faire. Si la substance est solide, un précipité peut être observé dans une solution saturée. Dans ce cas, l'agent d'extraction peut épaissir, comme par exemple dans une composition saturée, de l'eau additionnée de sucre.
Mais si vous modifiez les conditions, augmentez la température, elle ne sera plus considérée comme saturée, car à une température plus élevée, la concentration maximale de cette substance sera différente.
Théories d'interaction entre les composants de la solution
Il existe trois théories concernant l'interaction des éléments dans un mélange : physique, chimique et moderne. Les auteurs du premier sont Svante August Arrhenius et Wilhelm Friedrich Ostwald. Ils ont supposé qu’en raison de la diffusion, les particules de solvant et de soluté étaient uniformément réparties dans tout le volume du mélange, mais qu’il n’y avait aucune interaction entre elles. La théorie chimique avancée par Dmitri Ivanovitch Mendeleïev est à l'opposé. Selon celui-ci, à la suite d'une interaction chimique entre eux, des composés instables de composition constante ou variable se forment, appelés solvates.
Actuellement, la théorie combinée de Vladimir Alexandrovitch Kistyakovsky et Ivan Alekseevich Kablukov est utilisée. Il combine physique et chimique. La théorie moderne affirme qu'en solution, il y a à la fois des particules de substances sans interaction et des produits de leur interaction - des solvates, dont Mendeleïev a prouvé l'existence. Lorsque l’agent d’extraction est de l’eau, on les appelle hydrates. Le phénomène dans lequel se forment des solvates (hydrates) est appelé solvatation (hydratation). Il affecte tous les processus physiques et chimiques et modifie les propriétés des molécules du mélange. La solvatation se produit du fait que l'enveloppe de solvatation, constituée de molécules d'extraction qui lui sont étroitement associées, entoure la molécule de soluté.
Facteurs affectant la solubilité des substances
Composition chimique des substances. La règle « qui se ressemble s’attire » s’applique également aux réactifs. Les substances ayant des propriétés physiques et chimiques similaires peuvent se dissoudre plus rapidement. Par exemple, les composés non polaires interagissent bien avec les composés non polaires. Les substances à molécules polaires ou à structure ionique sont diluées dans des molécules polaires, par exemple dans l'eau. Les sels, alcalis et autres composants s'y décomposent, et les composants non polaires - vice versa. Un exemple simple peut être donné. Pour préparer une solution saturée de sucre dans l’eau, vous aurez besoin d’une plus grande quantité de substance que dans le cas du sel. Qu'est-ce que ça veut dire? En termes simples, vous pouvez ajouter beaucoup plus de sucre à l'eau que de sel.
Température. Pour augmenter la solubilité des solides dans les liquides, vous devez augmenter la température de l’extracteur (fonctionne dans la plupart des cas). Vous pouvez démontrer cet exemple. Si vous mettez une pincée de chlorure de sodium (sel) dans de l'eau froide, le processus prendra beaucoup de temps. Si vous faites de même avec un milieu chaud, la dissolution se fera beaucoup plus rapidement. Cela s'explique par le fait qu'en raison d'une augmentation de la température, l'énergie cinétique augmente, dont une quantité importante est souvent dépensée pour rompre les liaisons entre les molécules et les ions d'une substance solide. Cependant, lorsque la température augmente dans le cas des sels de lithium, de magnésium, d'aluminium et alcalins, leur solubilité diminue.
Pression. Ce facteur n'affecte que les gaz. Leur solubilité augmente avec l'augmentation de la pression. Après tout, le volume des gaz est réduit.
Modification du taux de dissolution
Cet indicateur ne doit pas être confondu avec la solubilité. Après tout, l’évolution de ces deux indicateurs est influencée par différents facteurs.
Le degré de fragmentation du soluté. Ce facteur affecte la solubilité des solides dans les liquides. Dans un état entier (morceau), la composition met plus de temps à se diluer qu'une composition brisée en petits morceaux. Donnons un exemple. Un morceau de sel solide mettra beaucoup plus de temps à se dissoudre dans l’eau qu’un sel sous forme de sable.
Vitesse d'agitation. Comme on le sait, ce processus peut être catalysé par agitation. Sa vitesse est également importante, car plus elle est grande, plus la substance se dissoudra rapidement dans le liquide.
Pourquoi avez-vous besoin de connaître la solubilité des solides dans l’eau ?
Tout d’abord, de tels diagrammes sont nécessaires pour résoudre correctement les équations chimiques. Le tableau de solubilité montre les charges de toutes les substances. Il est nécessaire de les connaître pour noter correctement les réactifs et établir une équation pour une réaction chimique. La solubilité dans l'eau indique si un sel ou une base peut se dissocier. Les composés aqueux qui conduisent le courant contiennent des électrolytes puissants. Il existe un autre type. Ceux qui conduisent mal le courant sont considérés comme des électrolytes faibles. Dans le premier cas, les composants sont des substances complètement ionisées dans l'eau. Alors que les électrolytes faibles ne présentent cet indicateur que dans une faible mesure.
Équations de réaction chimique
Il existe plusieurs types d'équations : moléculaires, ioniques complètes et ioniques courtes. En fait, la dernière option est une forme abrégée de moléculaire. C'est la réponse finale. L'équation complète répertorie les réactifs et les produits de la réaction. Vient maintenant le tour du tableau de solubilité des substances. Tout d’abord, vous devez vérifier si la réaction est réalisable, c’est-à-dire si l’une des conditions de la réaction est remplie. Il n'y en a que 3 : la formation d'eau, le dégagement de gaz et la précipitation de sédiments. Si les deux premières conditions ne sont pas remplies, vous devez vérifier la dernière. Pour ce faire, vous devez consulter le tableau de solubilité et déterminer si les produits de réaction contiennent un sel ou une base insoluble. Si c'est le cas, ce sera un sédiment. Ensuite, vous aurez besoin d’un tableau pour écrire l’équation ionique. Étant donné que tous les sels et bases solubles sont des électrolytes forts, ils se décomposeront en cations et anions. Ensuite, les ions non liés sont annulés et l’équation est écrite sous une forme concise. Exemple:
- K 2 SO 4 +BaCl 2 =BaSO 4 ↓+2HCl,
- 2K+2SO 4 +Ba+2Cl=BaSO 4 ↓+2K+2Cl,
- Ba+SO4=BaSO4 ↓.
Ainsi, le tableau de solubilité des substances est l'une des conditions clés pour résoudre les équations ioniques.
Un tableau détaillé vous aide à connaître la quantité d'un composant dont vous avez besoin pour préparer un mélange saturé.
Tableau de solubilité
Voilà à quoi ressemble un tableau incomplet familier. Il est important que la température de l'eau soit indiquée ici, car c'est l'un des facteurs dont nous avons déjà parlé ci-dessus.
Comment utiliser le tableau de solubilité des substances ?
Le tableau de solubilité des substances dans l'eau est l'un des principaux assistants d'un chimiste. Il montre comment diverses substances et composés interagissent avec l'eau. La solubilité des solides dans les liquides est un indicateur sans lequel de nombreuses manipulations chimiques sont impossibles.
Le tableau est très simple à utiliser. La première ligne contient des cations (particules chargées positivement), la deuxième ligne contient des anions (particules chargées négativement). La majeure partie du tableau est occupée par une grille avec des symboles spécifiques dans chaque cellule. Il s'agit des lettres "P", "M", "N" et des signes "-" et "?".
- "P" - le composé se dissout ;
- "M" - légèrement soluble ;
- "N" - ne se dissout pas ;
- "-" - la connexion n'existe pas ;
- "?" - il n'y a aucune information sur l'existence de la connexion.
Il y a une cellule vide dans ce tableau : c'est de l'eau.
Exemple simple
Parlons maintenant de la façon de travailler avec un tel matériel. Disons que vous devez savoir si le sel MgSo 4 (sulfate de magnésium) est soluble dans l'eau. Pour ce faire, vous devez trouver la colonne Mg 2+ et la descendre jusqu'à la ligne SO 4 2-. A leur intersection se trouve la lettre P, ce qui signifie que le composé est soluble.
Conclusion
Nous avons donc étudié la question de la solubilité des substances dans l'eau et plus encore. Sans aucun doute, ces connaissances seront utiles pour des études ultérieures en chimie. Après tout, la solubilité des substances y joue un rôle important. Cela sera utile pour résoudre des équations chimiques et divers problèmes.
La solubilité dépend de la nature du soluté et du solvant, de la température et de la pression.
1)Nature du soluté.
Figure 8. Nature du soluté.
Les substances cristallines sont divisées en :
P - hautement soluble (plus de 1,0 g pour 100 g d'eau) ;
M - légèrement soluble (0,1 g - 1,0 g pour 100 g d'eau);
H - insoluble (moins de 0,1 g pour 100 g d'eau).
Tableau 1.
Tableau de solubilité des acides, bases et sels dans l'eau
(en grammes pour 100g d'eau à 20C)
| H+ | NH4+ | K+ | Na+ | Ag+ | Ba 2+ | Ca2+ | Sr 2+ | MG 2+ | Zn2+ | Cu 2+ | Hg 2+ | Pb 2+ | Fe 2+ | Sn 2+ | Mn 2+ | Bi 3+ | Fe 3+ | Al 3+ | |
| OH- | R. | R. | R. | - | P. | M | M | N | N | N | - | N | N | N | N | N | N | N | |
| Cl- | R. | R. | R. | R. | N | R. | R. | R. | R. | R. | R. | R. | N | R. | R. | R. | - | R. | R. |
| Frère- | R. | R. | R. | R. | N | R. | R. | R. | R. | R. | R. | R. | N | R. | R. | R. | - | R. | R. |
| JE - | R. | R. | R. | R. | N | R. | R. | R. | R. | R. | R. | R. | N | R. | R. | R. | - | R. | R. |
| N ° 3 - | R. | R. | R. | R. | R. | R. | R. | R. | R. | R. | R. | R. | R. | R. | - | R. | R. | R. | R. |
| S2- | R. | R. | R. | R. | N | R. | M | R. | R. | N | N | N | N | N | N | N | N | - | - |
| DONC 3 2- | R. | R. | R. | R. | M | N | N | N | N | N | N | N | N | N | - | N | N | - | - |
| DONC 4 2- | R. | R. | R. | R. | M | N | M | N | R. | R. | R. | R. | N | R. | R. | R. | - | R. | R. |
| CO3 2- | R. | R. | R. | R. | N | N | N | N | N | N | N | N | N | N | - | N | N | - | - |
| OREN 4 3- | R. | R. | R. | R. | N | N | N | N | M | N | N | N | N | N | N | N | N | M | N |
| SiO 3 2- | N | - | R. | R. | - | N | N | N | N | N | N | - | N | N | - | N | - | N | N |
| CH 3 COO - | R. | R. | R. | R. | R. | R. | R. | R. | R. | R. | R. | R. | R. | R. | - | R. | - | R. | M |
2) Nature du solvant. Lorsqu'une solution est formée, les liaisons entre les particules de chaque composant sont remplacées par des liaisons entre les particules de différents composants. Pour que de nouvelles liaisons se forment, les composants de la solution doivent avoir le même type de liaisons, c'est-à-dire être de même nature. Par conséquent, les substances ioniques se dissolvent dans les solvants polaires et mal dans les solvants non polaires, et
les substances moléculaires sont le contraire.
L’eau est un solvant unique, le plus courant et le plus accessible.
Riz. 9. Dépendance de la solubilité
substances de la nature de la solubilité.
Les solutions aqueuses de substances inorganiques (sels, acides, bases) et organiques (acides aminés, bases azotées, acides nucléiques), de composés de faible et de haut poids moléculaire, d'électrolytes et de non-électrolytes, constituent la base des fluides biologiques les plus importants, dans dans lequel se produisent tous les processus physiques et chimiques qui assurent la vie du corps. Par exemple, en médecine, ils utilisent des analogues artificiels de fluides biologiques - des solutions de remplacement du sang colloïdal et salin.
Les solutions de substances ayant une masse molaire inférieure à 5 000 g/mol sont appelées solutions de composés de faible poids moléculaire (LMC), et les solutions de substances ayant une masse molaire supérieure à 5 000 g/mol sont appelées solutions de composés de haut poids moléculaire ( HMC).
Les solutions de composés de faible poids moléculaire (électrolytes et non-électrolytes) sont dites vraies, contrairement aux solutions colloïdales. Les vraies solutions se caractérisent par l’homogénéité de leur composition et l’absence d’interface entre le soluté et le solvant. La taille des particules dissoutes (ions et molécules) est inférieure à 10 -9 m.
La plupart des DIU sont des polymères dont les molécules (macromolécules) sont constituées d'un grand nombre de groupes répétitifs ou d'unités monomères reliés les uns aux autres par des liaisons chimiques. Les solutions de DIU sont appelées solutions polyélectrolytiques. Les polyélectrolytes comprennent les polyacides (héparine, acide polyadénylique, acide polyaspartique, etc.), les polybases (polylysine), les polyampholytes (protéines, acides nucléiques).
Les propriétés des solutions DIU diffèrent considérablement de celles des solutions NMS.
3)Effet de la température. Si la dissolution d'une substance est un processus exothermique, sa solubilité diminue avec l'augmentation de la température (par exemple, Ca(OH)2 dans l'eau) et vice versa. La plupart des sels se caractérisent par une augmentation de la solubilité lorsqu'ils sont chauffés. Presque tous les gaz se dissolvent avec dégagement de chaleur. La solubilité des gaz dans les liquides diminue avec l'augmentation de la température et augmente avec la diminution de la température.
Riz. 10. Graphique de dépendance
la solubilité des gaz dépend de la température.
4) Effet de la pression. Avec une pression croissante, la solubilité des gaz dans les liquides augmente et avec une pression décroissante, elle diminue.
Figure 11. Graphique de dépendance
solubilité du gaz en fonction de la pression
La capacité d’une substance à se dissoudre dans l’eau est appelée solubilité. Sur la base de la solubilité, les substances sont classiquement divisées en hautement solubles, légèrement solubles et pratiquement insolubles (schéma 3).
Schéma 3. Classification des substances par solubilité dans l'eau
Si une substance légèrement soluble ou pratiquement insoluble dans l'eau se forme dans une solution à la suite d'une réaction chimique, elle précipite - la solution perd sa transparence et devient trouble.
La solubilité de certaines substances inorganiques dans l'eau est indiquée dans le tableau de solubilité des acides, sels et hydroxydes (voir page de garde 2).
Limites de solubilité des substances
La grande majorité des substances sont peu solubles dans divers solvants. Leur solubilité s'exprime quantitativement
un nombre qui indique la plus grande masse d'une substance pouvant se dissoudre dans 100 g de solvant dans certaines conditions. Cette valeur est appelée coefficient de solubilité, ou simplement solubilité. Par exemple, dans 100 g d'eau à 20°C, pas plus de 32 g de KNO 3, 36 g de NaCl, 0,25 g de CaSO 4 et seulement 0,007 g de CaCO 3 peuvent être dissous. Ces données peuvent être trouvées dans des ouvrages de référence.
Attention : le carbonate de calcium, considéré comme pratiquement insoluble, passe en réalité en solution en petites quantités. Il n'y a pas de substances complètement insolubles.
Certains liquides, tels que l'alcool éthylique, la glycérine, l'acétone, le sulfate, le nitrate et les acides acétiques, sont infiniment solubles dans l'eau - ils peuvent être mélangés avec de l'eau dans n'importe quel rapport (Fig. 6.1). L'essence, le kérosène, l'huile, le chloroforme et de nombreux autres liquides ne sont que légèrement solubles dans l'eau et sont donc considérés comme pratiquement insolubles. Si un tel liquide, par exemple de l'huile végétale, est versé dans de l'eau et secoué (Fig. 6.2, a), alors après un certain temps, deux couches distinctes se formeront - la supérieure (huile) et la inférieure (eau) (Fig. 6.2, b). De tels liquides sont dits non miscibles.
La solubilité des gaz varie également considérablement. Les plus solubles dans l'eau sont le chlorure d'hydrogène HCl et l'ammoniac NH 3. À une température de 0 °C et à la pression atmosphérique, 500 litres de chlorure d'hydrogène et 1 200 litres d'ammoniac peuvent être dissous dans 1 litre d'eau ! La solubilité des autres gaz dans l'eau est beaucoup plus faible. Ainsi, dans les mêmes conditions, seuls 1,7 litre de dioxyde de carbone, 50 ml d'oxygène, 23 ml d'azote et 21,5 ml d'hydrogène se dissolvent dans 1 litre d'eau. Le gaz le moins soluble est l'hélium - 9,7 ml dans 1 litre d'eau.
Dépendance de la solubilité des substances à la température
La solubilité des substances dépend de la température. Pour la plupart des solides, elle augmente sensiblement avec l’augmentation de la température. Le sel de table se dissout presque également dans l’eau froide et chaude, tandis que la chaux et le gypse sont plus solubles dans l’eau froide.
Avec l'augmentation de la température, la solubilité :
Les solides et les liquides augmentent ;
Les substances gazeuses sont réduites.
Il a été établi expérimentalement qu'à une température de 0 °C, pas plus de 13 g de nitrate de potassium KNO 3 peuvent se dissoudre dans 100 g d'eau, à 40 °C - 64 g et à 100 °C - 244 g. de solubilité en température est affiché sur les courbes de solubilité (Fig. 6.3).
Au contraire, la solubilité des substances gazeuses diminue avec l'augmentation de la température (Fig. 6.4). Si vous chauffez l'eau froide du robinet sans la porter à ébullition, des bulles d'air se formeront au fond et sur les parois du récipient, qui se sont dissoutes dans l'eau et ont commencé à s'en échapper.
Riz. 6.3. La dépendance de la solubilité de certains solides en fonction de la température : a - pour la plupart des solides, la solubilité augmente ; b - pour certains - la dépendance est complexe
Riz. 6.4. Dépendance de la solubilité de certains gaz à la température
Dépendance de la solubilité des substances à la pression Contrairement aux liquides et aux solides, la solubilité des gaz dépend de la pression : les gaz se dissolvent beaucoup mieux avec l'augmentation de la pression. Il y a de fortes chances que vous ayez déjà ouvert une bouteille d’eau gazeuse. Lors de la préparation du gazéifié
Pour les boissons, l’eau est saturée de dioxyde de carbone à pression élevée et la bouteille est hermétiquement fermée. Lorsque la bouteille est ouverte, la pression à l'intérieur chute jusqu'à la pression atmosphérique, la solubilité du dioxyde de carbone diminue fortement et l'excès de dioxyde de carbone commence à être rapidement libéré.
Avec une pression croissante, la solubilité :
Les solides et les liquides restent pratiquement inchangés ;
Les substances gazeuses augmentent.
Les alchimistes ont formulé l'un des grands principes déterminant la solubilité des substances : le semblable se dissout dans le semblable. Ce principe permet d’expliquer pourquoi certaines substances se dissolvent dans un solvant mais pas dans un autre. Aucune substance ne se dissout dans absolument tous les solvants. Ainsi, les substances polaires se dissolvent bien dans les solvants polaires (eau, alcool éthylique, etc.), sont moins solubles dans les solvants faiblement polaires (acétone, etc.) et sont quasiment insolubles dans les solvants non polaires (benzène, éther de pétrole, etc. ). Par exemple, le sucre se dissout bien dans l’eau et ne se dissout pas du tout dans le benzène. Au contraire, les substances apolaires se dissolvent bien dans les solvants apolaires et mal dans les solvants polaires. Par exemple, le soufre est insoluble (voire mouillable) dans l’eau, mais soluble dans le benzène.
Lors de la campagne d'Asie au printemps 326 av. e. L'armée d'Alexandre le Grand atteint les rives de l'Indus. Mais une fois sur le territoire indien, les soldats commencèrent à souffrir d’infections intestinales. Cependant, on a remarqué que les chefs militaires étaient moins souvent malades que les soldats, même si pendant les campagnes tout le monde vivait dans les mêmes conditions. Ce n'est que 2000 ans plus tard qu'ils ont pu expliquer ce fait : les soldats ordinaires buvaient dans des tasses en étain et les commandants avaient des tasses en argent. Et l'argent, bien qu'en quantités infimes, se dissout dans l'eau, lui conférant des propriétés bactéricides (les bactéries meurent dans cette eau). Depuis le XIXe siècle jusqu’à la découverte des antibiotiques, cette eau était utilisée pour laver les plaies.
Idée clé
Certaines substances sont indéfiniment solubles dans l’eau, mais la plupart des substances ont une solubilité limitée. Selon cette caractéristique, on distingue les substances solubles, légèrement solubles et pratiquement insolubles.
Questions de contrôle
60. Donnez des exemples d'acides solubles et insolubles dans l'eau.
61. Nommez les sels insolubles, légèrement solubles et solubles.
62. Connaissez-vous des liquides et des gaz hautement solubles dans l'eau ?
63. Donnez des exemples de substances dont la solubilité lorsqu'elle est chauffée : a) augmente ; b) diminue ; c) reste presque inchangé.
Devoirs pour maîtriser la matière
64. Pourquoi les aquariums ne peuvent-ils pas être remplis d’eau bouillie ?
65. De l'essence est entrée accidentellement dans l'eau. Comment peut-on le séparer de l’eau ? L'eau sentira-t-elle l'essence si elle est séparée par :
a) s'installer ; b) Distillation ?
66. Quels gaz - oxygène, chlorure d'hydrogène, azote, ammoniac, hélium - peuvent être collectés : a) au-dessus de l'eau ; b) uniquement par déplacement d'air ? Pourquoi?
67. À l'aide de la courbe de solubilité (Fig. 6.3), déterminez quelle masse de sel peut être dissoute dans 1 kg d'eau : a) nitrate d'argentum (1) à 0 °C ; b) nitrate de sodium à 20 °C ; c) sulfate de cuprum(I) à 30 °C ; d) chlorure de plomb (I) à 100 °C ; e) nitrate de potassium à 10 °C et 50 °C.
68. À partir de la figure 6.3, déterminez : a) le sel ayant la plus faible solubilité ;
b) sel dont la solubilité est maximale à 0 °C et 20 °C ; c) le sel dont la solubilité dépend le plus de la température ; d) un sel dont la solubilité dépend le moins de la température.
69. À l'aide de la figure 6.3, comparez la solubilité du sulfate de cuprum(P) et du chlorure de sodium à des températures de 20 °C et 80 °C.
70. La quantité maximale de nitrate de sodium a été dissoute dans de l'eau à 80 °C. La solution a été refroidie à température ambiante. Que peut-on observer ?
71. Lors de la préparation d'eau hautement gazeuse, environ 1 600 ml de dioxyde de carbone sont dissous dans une bouteille de 1 litre. Dans une bouteille aussi ouverte, environ 880 ml de dioxyde de carbone restent dissous. Quel volume de dioxyde de carbone sera libéré lors de l’ouverture d’une bouteille de 1 litre d’eau hautement gazeuse ? Est-ce que plus ou moins de gaz sera libéré si la bouteille est pré-refroidie ? chauffer?
72. En laboratoire, avant une leçon sur les propriétés chimiques du dioxyde de carbone, de l'eau de chaux était préparée. Pour ce faire, la quantité maximale possible d'hydroxyde de calcium a été dissoute dans de l'eau pesant 150 g. Calculez la masse maximale de sédiments pouvant être obtenue en faisant passer du dioxyde de carbone à travers la solution préparée. Pour les calculs, utilisez les informations de la figure 6.3, en tenant compte du fait que la température dans le laboratoire était de 20 °C.
73. A température ambiante dans de l'eau d'un volume de 1 litre, le maximum dissout 6,3. 10 -3 moles de fluorure de baryum. Calculez la masse de cette quantité de fluorure de baryum.
74. Sur la base des éléments du paragraphe, déterminez quelles substances (solubles, légèrement solubles ou pratiquement insolubles) sont : a) l'ammoniac ; b) dioxyde de carbone ; c) l'oxygène. Expliquez votre réponse.
75. Sur la base de la figure 6.3, déterminez quelle quantité supplémentaire (en masse) de nitrate de potassium peut être dissoute au maximum dans 100 g d'eau à une température de 60 °C plutôt qu'à 30 °C.
76. Proposer un plan expérimental pour déterminer la solubilité d'une substance dans l'eau. Quelles mesures devez-vous prendre pour atteindre votre objectif ? Quels facteurs influenceront la précision de l’expérience ?
Ceci est du matériel de manuel