La solubilité est une mesure de la capacité d'un soluté à se dissoudre dans un solvant. Différents solutés ont des solubilités différentes. Par exemple, le chlorure de sodium a une solubilité de 39 grammes dans 100 millilitres d’eau, tandis que le chlorure d’argent n’est que de 0,002 gramme.
Alors pourquoi ? La solubilité dépend des propriétés physiques et chimiques du soluté et du solvant. Vous l'avez vu vous-même. Par exemple, vous savez que le beurre ne se dissout pas dans l'eau, mais qu'il se dissout dans l'huile d'olive.
L'expression « semblable dissout semblable » nous rappelle qu'un solvant dissout un soluté de polarité similaire. Ainsi, les solvants polaires dissolvent les solutés polaires, tandis que les solvants non polaires dissolvent les solutés non polaires. De plus, nous pouvons influencer la solubilité par d’autres facteurs tels que le pH, la température et la pression.
Par exemple, la solubilité augmente généralement avec l’augmentation de la température. Pensez à dissoudre le sucre dans le café glacé par rapport au café chaud. Maintenant, si un soluté se dissout dans un solvant, seule une quantité limitée peut être dissoute. Lorsque cette limite est atteinte, les ions dissociés sont en équilibre avec le solide et la solution est saturée. Cela signifie que si vous ajoutez plus de soluté, il ne se dissoudra pas.
Nous pouvons quantifier cet équilibre à l’aide d’une constante d’équilibre Kc. Cette équation utilise les concentrations des produits dissous au numérateur et des réactifs au dénominateur, chacun élevé à la puissance de son coefficient stœchiométrique. Nous pouvons utiliser cette constante d’équilibre pour comprendre la thermodynamique du processus de dissolution lorsqu’il passe de son état initial non dissous à son état final dissous.
L’enthalpie, H, d’une solution est une mesure quantitative du contenu thermique total du système, et ΔH décrit la variation de ce contenu thermique. Si ΔH est positif, cela indique que la réaction a absorbé de la chaleur ou qu’elle est endothermique. Lorsque ΔH est négatif, cela indique que la réaction libère de la chaleur ou qu’elle est exothermique. Ensuite, l’entropie, S, décrit le degré de désordre dans un système. ΔS est 0 pour une réaction réversible, mais est par ailleurs positif, car le désordre d’un système préfère augmenter.
Enfin, l’énergie libre de Gibbs, G, est une mesure de l’énergie qui peut être utilisée pour faire du travail. Il est calculé à partir de ΔH et ΔS et dépend de la température. Lorsque ΔG est positif, la réaction n’est pas spontanée et il faut mettre de l’énergie pour que la réaction se déroule. Lorsque ΔG est inférieur à 0, cela indique que la réaction est spontanée.
Ces propriétés nous en disent long sur la façon dont un soluté se dissout dans un solvant. Par exemple, nous pouvons utiliser l’enthalpie et l’entropie pour savoir si le soluté préfère ou non rester non dissous sous sa forme cristalline ordonnée, ou désordonné en solution. Et nous pouvons utiliser l’énergie de Gibbs pour savoir si nous devons ou non mettre de l’énergie, via la chaleur, pour dissoudre une substance.
Dans cet atelier, vous explorerez la solubilité d'un composé à différentes températures et utiliserez le titrage pour déterminer la concentration exacte de la solution saturée. Ensuite, vous utiliserez vos données pour calculer les propriétés thermodynamiques de la dissolution.
At the end of this lab, students should know...
Qu’est-ce que la solubilité ?
La solubilité décrit la quantité de soluté qui peut se dissoudre dans un solvant. Cela dépend du processus de dissolution entre le soluté et le solvant, de sorte qu’un soluté aura des solubilités différentes dans différents solvants.
Qu’est-ce qui peut affecter la solubilité ?
La solubilité est affectée par la température du système. Vous devez toujours vérifier quelle température est associée à une valeur de solubilité. La solubilité augmente généralement avec la température, mais il y a des exceptions.
Quelle est une façon simple de prédire la solubilité ?
L’expression « comme dissous semblable » nous rappelle que les solutés polaires ont généralement une bonne solubilité dans les solvants polaires et une faible solubilité dans les solvants non polaires, tandis que les solutés non polaires ont généralement une bonne solubilité dans les solvants non polaires et une faible solubilité dans les solvants polaires.
Qu’est-ce qu’une solution saturée ?
Une solution saturée contient la quantité maximale de soluté dissous compte tenu du volume et de la température du solvant. La dissolution et la précipitation du soluté sont en équilibre, de sorte que les taux globaux de dissolution et de précipitation sont les mêmes.
Que peuvent nous dire les changements d’entropie, d’enthalpie et d’énergie de Gibbs sur une solution ?
La variation de l’entropie d’une solution nous indique si la réaction de dissolution est complètement réversible. La variation d’enthalpie d’une solution nous indique si la chaleur a été absorbée ou libérée pendant la dissolution. Le changement d’énergie de Gibbs nous indique si la dissolution a été spontanée ou si le système a besoin d’énergie supplémentaire pour dissoudre le soluté.
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0.1 % vert bromocrésol10 mL
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12.1 M d’acide chlorhydrique30 mL
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Support d’anneau5
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Pince à burette5
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50 mL5
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Pince de thermomètre5
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Thermomètre numérique5
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Thermomètre en verre5
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Entonnoir à longue tige5
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5 mL5
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pipette d’une capacité de 10 mL5
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50 mL5
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250 mL25
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Béchers de 400 ml10
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bécher de 150 ml5
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Plaque chauffante5
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Barre d’agitation magnétique5
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Flacons compte-gouttes5
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Spatules de laboratoire5
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Pesage des bateaux10
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bécher de 150 ml1
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20 mL1
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500 mL1
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Bouteille en polyéthylène de 500 ml avec bouchon1
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Essuie-tout-1 Dépend de la taille du labo
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Eau désionisée-1 Dépend de la taille du labo
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Solde (minimum 1)-1 Dépend de la taille du labo
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Tétraborate de sodium décahydraté (Borax)100 g
Source : Smaa Koraym de l’Université Johns Hopkins, MD, États-Unis
- Préparation en laboratoire pour déterminer la solubilité du borax
Ici, nous montrons la préparation en laboratoire pour 10 étudiants travaillant en binôme, avec un peu d’excès. Veuillez ajuster les quantités au besoin.
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Attribuez à chacun des groupes de labo une température de 10, 20, 30, 40 ou 50 °C. Remarque : Il peut y avoir des doublons pour les classes de plus grande taille.
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Placez une bouteille de stock de borax, des bateaux de pesée et une spatule à chaque station de pesée.
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Préparez un flacon compte-gouttes contenant 1 à 2 ml d’indicateur vert de bromocrésol à 0,1 % pour chaque groupe de laboratoire.
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Préparez une solution de 0,5 M de HCl. Pour 500 ml, à l’aide d’une pipette jaugée, transférer 20 mL dans une fiole jaugée de 500 mL. Diluez la solution jusqu’à ce qu’elle atteigne 500 mL avec de l’eau désionisée et mélangez la solution sur une plaque d’agitation jusqu’à ce qu’elle apparaisse homogène. Transférez la solution dans un flacon et conservez-la dans un endroit approprié jusqu’à la séance de laboratoire.
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Établissez la verrerie suivante pour chaque groupe d’étudiants (nous suggérons que les étudiants travaillent en binômes) :
1 Support d’anneau 1 Pince à burette 1 burette en verre de 50 mL 1 Pince de thermomètre 1 Thermomètre numérique 1 Thermomètre en verre 1 entonnoir à longue tige 1 pipette jaugée de 5 mL 1 pipette d’une capacité de 10 mL 1 cylindre gradué de 50 mL 5 flacons Erlenmeyer de 250 mL 2 béchers de 400 mL 1 bécher de 150 mL 1 Agitateur de plaque chauffante 1 Barre d’agitation
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