Simple dissolutionEdit
La dissolution d’un solide organique peut être décrite comme un équilibre entre la substance sous ses formes solide et dissoute. Par exemple, lorsque le saccharose (sucre de table) forme une solution saturée
C 12 H 22 O 11 (s) ⇋ C 12 H 22 O 11 (aq) {\ displaystyle \ mathrm {C_ {12} H_ {22} O_ {11} (s) \ leftrightharpoons C_ {12} H_ {22} O_ {11}} (aq)}
Une expression d’équilibre pour cette réaction peut être écrite, comme pour toute réaction chimique (produits sur réactifs):
K ⊖ = {C 12 H 22 O 11 (aq)} {C 12 H 22 O 11 (s)} {\ displaystyle K ^ {\ ominus} = {\ frac {\ left \ {\ mathrm { {C} _ {12} {H} _ {22} {O} _ {11} (aq)} \ right \}} {\ left \ {\ mathrm {{C} _ {12} {H} _ { 22} {O} _ {11} (s)} \ right \}}}}
où Ko est appelé la constante de solubilité thermodynamique. Les accolades indiquent l’activité. L’activité d’un solide pur est, par définition, l’unité. Donc
K ⊖ = {C 12 H 22 O 11 (aq)} {\ displaystyle K ^ {\ ominus} = \ left \ {\ mathrm {{C} _ {12} {H} _ {22} {O} _ {11} (aq)} \ right \}}
L’activité d’une substance, A, en solution peut être exprimée comme le produit de la concentration, et d’un coefficient d’activité, γ. Lorsque Ko est divisé par γ, la constante de solubilité, Ks,
K s = {\ displaystyle K _ {\ mathrm {s}} = \ left \,}
est obtenue. Cela équivaut à définir l’état standard comme la solution saturée de sorte que le coefficient d’activité soit égal à un. La constante de solubilité n’est une vraie constante que si le coefficient d’activité n’est pas affecté par la présence d’autres solutés qui peuvent être présents. L’unité de la constante de solubilité est la même que l’unité de concentration du soluté. Pour le saccharose K = 1,971 mol dm − 3 à 25 ° C. Ceci montre que la solubilité du saccharose à 25 ° C est de près de 2 mol dm-3 (540 g / l). Le saccharose est inhabituel en ce qu’il ne forme pas facilement une solution sursaturée à des concentrations plus élevées, comme le font la plupart des autres glucides.
Dissolution avec dissociationEdit
Les composés ioniques se dissocient normalement en leurs ions constituants lorsqu’ils dissoudre dans l’eau. Par exemple, pour le chlorure d’argent:
A g C l (s) ⇋ A g (aq) + + C l (aq) – {\ displaystyle \ mathrm {AgCl _ {(s)}} \ leftrightharpoons \ mathrm { Ag _ {(aq)} ^ {+}} + \ mathrm {Cl _ {(aq)} ^ {-}}}
L’expression de la constante d’équilibre pour cette réaction est:
K ⊖ = {Ag + (aq)} {Cl – (aq)} {AgCl (s)} = {Ag + (aq)} {Cl – (aq)} {\ displaystyle K ^ {\ ominus} = {\ frac {\ left \ {{\ ce {Ag +}} _ {{\ ce {(aq)}}} \ right \} \ left \ {{\ ce {Cl -}} _ {{\ ce {(aq)}}} \ right \}} {\ left \ {{\ ce {AgCl _ {(s)}}} \ right \}}} = \ left \ {{\ ce {Ag +}} _ {{\ ce {(aq)}}} \ right \} \ left \ {{\ ce {Cl -}} _ {{\ ce {(aq)}}} \ right \}}
où K ⊖ {\ displaystyle K ^ {\ ominus}} est la constante d’équilibre thermodynamique et les accolades indiquent l’activité. L’activité d’un solide pur est, par définition, égale à un.
Lorsque la solubilité du sel est très faible, les coefficients d’activité des ions en solution sont presque égaux à un. En les définissant comme étant réellement égaux à un, cette expression se réduit à l’expression du produit de solubilité:
K sp = = 2 = 2. {\ displaystyle K _ {{\ ce {sp}}} == ^ {2} = ^ {2}. \,}
Pour les sels 2: 2 et 3: 3, tels que CaSO4 et FePO4, l’expression générale pour le produit de solubilité est le même que pour un électrolyte 1: 1
AB ⇋ A p + + B p – {\ displaystyle \ mathrm {AB} \ leftrightharpoons \ mathrm {A} ^ {p +} + \ mathrm { B} ^ {p-}} K sp = = 2 = 2 {\ displaystyle K_ {sp} = \ mathrm {} = \ mathrm {^ {2}} = \ mathrm {^ {2}}} (les charges électriques sont omis dans les expressions générales, pour simplifier la notation)
Avec un sel dissymétrique comme Ca (OH) 2, l’expression de solubilité est donnée par
C a (OH) 2 ⇋ C a 2 + + 2 OH – {\ displaystyle \ mathrm {Ca (OH) _ {2} \ leftrightharpoons {Ca} ^ {2 +} + 2OH ^ {-}}} K sp = 2 {\ displaystyle \ mathrm {K_ {sp} = ^ {2}} }
En général, avec l’équilibre chimique
A p B q ⇋ p A n + + q B m – {\ displaystyle \ mathrm {A_ {p} B_ {q} \ leftrightharpoons p {A} ^ {n +} + q {B} ^ {m-}}} = qp {\ displaystyle \ mathrm {= {\ frac {q} {p}}}}
et le tableau suivant, montrant la relation entre la solubilité d’un composé et le valeur de son produit de solubilité, peut être dérivée.
Les produits de solubilité sont souvent exprimés sous forme logarithmique. Ainsi, pour le sulfate de calcium, Ksp = 4,93 × 10−5, log Ksp = −4,32. Plus la valeur est petite, ou plus la valeur logarithmique est négative, plus la solubilité est faible.
Certains sels ne sont pas complètement dissociés en solution. Les exemples incluent MgSO4, célèbre découvert par Manfred Eigen pour être présent dans l’eau de mer en tant que complexe de sphère interne et complexe de sphère externe. La solubilité de ces sels est calculée par la méthode décrite dans la dissolution avec réaction.
HydroxidesEdit
Le produit de solubilité de l’hydroxyde d’un ion métallique, Mn +, est généralement défini comme suit:
M (OH) n ⇋ M n + + n OH – {\ displaystyle \ mathrm {M (OH) _ {n} \ leftrightharpoons \ mathrm {M ^ {n +} + nOH ^ {-}}}} K sp = n {\ displaystyle K_ {sp} = \ mathrm { ^ {n}}}
Cependant, les programmes informatiques à usage général sont conçus pour utiliser des concentrations d’ions hydrogène avec les définitions alternatives.
M (OH) n + n H + ⇋ M n + + n H 2 O {\ displaystyle \ mathrm {M (OH) _ {n} + nH ^ {+} \ leftrightharpoons M ^ {n +} + nH_ {2} O}} K sp ∗ = – n {\ displaystyle K_ {sp} ^ { *} = \ mathrm {^ {- n}}}
Pour les hydroxydes, les produits de solubilité sont souvent donnés sous une forme modifiée, K * sp, en utilisant la concentration en ions hydrogène à la place de la concentration en ions hydroxyde. Les deux valeurs sont liées par la constante d’auto-ionisation de l’eau, Kw.
K w = {\ displaystyle K_ {w} =} K sp ∗ = K sp (K w) n {\ displaystyle K_ {sp} ^ {*} = {\ frac {K_ {sp}} {(K_ {w}) ^ {n}}}} L g K sp ∗ = lg K sp – n L g K w {\ displaystyle LgK_ {sp} ^ {*} = lgK_ {sp} -nLgK_ {w}}
Par exemple, à température ambiante, pour l’hydroxyde de calcium, Ca (OH) 2, lg Ksp vaut env. −5 et lg K * sp ≈ −5 + 2 × 14 ≈ 23.
Dissolution avec reactionEdit
Lorsqu’une solution concentrée d’ammoniac est ajoutée à une suspension de chlorure d’argent, la dissolution se produit car un complexe d’Ag + se forme
Une réaction typique avec dissolution implique une base faible, B, se dissolvant dans une solution aqueuse acide.
B (s) + H + (aq) ⇋ BH + (aq) {\ displaystyle \ mathrm {B} \ mathrm {(s)} + \ mathrm {H} ^ {+} \ mathrm {(aq)} \ leftrightharpoons \ mathrm {BH} ^ {+} (\ mathrm {aq)}}
Cette réaction est très importante pour les produits pharmaceutiques. La dissolution des acides faibles dans les milieux alcalins est tout aussi importante.
HA (s) + OH – (aq) ⇋ A – (aq) + H 2 O {\ displaystyle \ mathrm {HA (s) + OH ^ {-} (aq) \ leftrightharpoons A ^ {-} (aq) + H_ {2} O}}
La molécule non chargée a généralement une solubilité inférieure à la forme ionique, donc la solubilité dépend du pH et de la constante de dissociation acide du soluté. Le terme «solubilité intrinsèque» est utilisé pour décrire la solubilité de la forme non ionisée en l’absence d’acide ou d’alcali.
Le lessivage des sels d’aluminium des roches et du sol par les pluies acides est un autre exemple de dissolution avec réaction: les alumino-silicates sont des bases qui réagissent avec l’acide pour former des espèces solubles, telles que Al3 + (aq).
La formation d’un complexe chimique peut également modifier la solubilité. Un exemple bien connu est l’addition d’une solution concentrée d’ammoniaque à une suspension de chlorure d’argent, dans laquelle la dissolution est favorisée par la formation d’un complexe ammine.
A g C l (s) + 2 NH 3 (aq) ⇋ + (aq) + C l – (aq) {\ displaystyle \ mathrm {AgCl (s) + 2NH_ {3} (aq) \ leftrightharpoons ^ {+} (aq) + Cl ^ {-} (aq )}}
Lorsqu’une quantité suffisante d’ammoniaque est ajoutée à une suspension de chlorure d’argent, le solide se dissout. L’ajout d’adoucisseurs d’eau aux poudres de lavage pour empêcher la formation d’écume de savon est un exemple d’importance pratique.