Cours du Professeur TANGOUR Bahoueddine

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1 Cours du Professeur TANGOUR Bahoueddine
SOLUBILITE Cours du Professeur TANGOUR Bahoueddine

2 1-Solubilité et Précipitation
Définition : La solubilité d'un corps (soluté) désigne la quantité maximale de ce corps que l'on peut dissoudre dans un volume donné de solution. Les unités typiques de solubilité sont soit mol /L soit g/L . En général, la solubilité d'un soluté dans un solvant suit la règle que ``qui s'assemblent se ressemblent'' -- c'est-à-dire que : La solubilité d'un corps polaire est grande dans un solvant polaire. La solubilité d'un composé non polaire est grande dans un solvant non polaire. Exemples L'eau, H2O, est un solvant polaire qui dissout bien les composés ioniques (NaCl, AgNO3 , K2SO4 ) et les composés moléculaires polaires (NH3). Le benzène, C6H6 , est un solvant nonpolaire et dissout peu ces composés.

3 2-Solubilité-Produit de solubilité
Solubilité d’une substance : quantité dissoute dans la solution saturée (moles/litre) Produit de solubilité : valeur de la constante d’équilibre Kps entre la substance et ses ions à la saturation Commençons avec le cas le plus simple, AB(s) A+(aq) + B-(aq) avec l’activité aAB = 1 car AB est un solide pur et On note K=Ks ou Kps donc Ks = [A+] [B-]

4 La quantité Ks ne dépend que sur la température.
Quand la solubilité est exprimé en unités de mol /L à cause de la définition des activités, alors Solubilité de AB (moles/litre) s = [A+] = [B-] C’est les concentrations molaire maximales [A+] et [B-] provenant uniquement de AB Ks = [A+] [B-] = s.s = s2 La solubilité dans le solvant pur est donc donné par

5 CuCl(solide) Cu+(aq) + Cl-(aq)
Exemple Soit la réaction d’équation CuCl(solide) Cu+(aq) + Cl-(aq) Kps = [Cu+] [Cl-] = 1, à 25°C Quand l’équilibre entre CuCl(s) , Cu+ et Cl- est atteint, on a [Cu+] [Cl-] = 1, mol L-1 Cette égalité est respectée qu’il y ait ou non d’autres espèces dissoutes. On a alors s = 1, mol L-1

6 Cas Général A cause du principe d'électroneutralité, on a : Le produit de solubilité est : Comme la solubilité est donnée par : Alors D’où :

7 Exemples : 1- Soit la réaction d’équation: Alors
La solubilité de CaF2 donnée par:

8 2- Soit la réaction d’équation:
Cu(IO3)2(solide)  Cu2+(aq) + 2 IO3-(aq) Ks = [Cu2+] [IO3-]2 = 17,4 10-8 s = solubilité de CuIO3(solide ) en solution saturée = [Cu2+] = [IO3-] / 2 Ks = s.(2s)2 = 4s3 s = (Kps/4)1/3 = 2, mol L-1 En solution saturée on a donc : [Cu2+] = 2, mol L-1 [IO3-] = 5, mol L-1

9 3- Présence d’un ion commun
Soit la dissolution de la solide dans une solution déjà contenant un des ions du solide comme ajouter de NaBr (électrolyte fort qui se dissocie totalement dans l’eau) à une solutionaqueuse de AgBr. L’ajout de l'ion commun (Br- dans ce cas) va réduire la solubilité de la solide (AgBr) en accord avec le Principe de Le Châtelier .

10 Exemple: Dissociation de CuCl En présence de NaCl de concentration C0 =0,1 mol L-1
CuCl(s)  Cu+(aq) + Cl-(aq) réaction limitée NaCl (solide)  Na+(aq) + Cl- (aq) réaction totale Ks = [Cu+] [Cl-] s est la solubilité CuCl(s) s =[Cu+] [Cl-] en solution = s + C0 Ks= [Cu+] [Cl-] = s (s + C0) = s2 + sC0 Or s est en général petit ; dès lors s2 est très petit D’où Ks = sC0 s = Ks/C0 Or Ks= 1, et C0= 0,1 mol L-1: s = 1, / = 1, mol L-1 au lieu de 1, mol L-1 (exemple précédent)

11 4- Solubilité sélective
On a AgNO3 et Pb(NO3)2 en solution où [Ag+]=10-2mol L-1 et [Pb2+]= mol L-1 Peut-on précipiter sélectivement l’argent par ajout de NaCl ? on suppose que la précipitation Ag est totale si [Ag+]restant =10-7 mol L-1 Ag+(aq) + Cl-(aq)  AgCl(solide) Ks1 = 1, Pb2+(aq) + 2 Cl-(aq)  PbCl2(solide) Ks2 = 1,6 10-5 Pour avoir [Ag+] = 10-7 mol L-1 et Ks(AgCl) respecté, il faut que [Cl-] = 1, / = 1, M En solution on a 1, mol L-1 de Cl- et mol L-1 de Pb2+ Qs(PbCl2 )= (1, )2 ( ) = 6, Qs < Ks2 donc pas de précipitation d’ions Pb2+

12 5- Précipitation sous forme d’hydroxydes:Solubilité et pH
Soit la Réaction d’équation : M2+(aq) + 2 OH-(aq)  M(OH)2(solide) Ks = [M2+] [OH-]2 Exemple : Zn(OH)2  Zn OH- Ks = 10-15 s = [Zn2+ ] = / [OH-]2 Or [OH-] = Ke / [H3O+] = / [H3O+] s = [Zn2+ ] = [H3O+]2 / (10-14)2 s = [Zn2+ ] = 1013 [H3O+]2

13 Solubilité en fonction du pH
Évolution des solubilités de Zn(OH)2 en fonction du pH

14 6-Dissolution des solides peu solubles
On considère un sel MnBm(solide) en solution saturée. Si on élimine M(aq) ou B(aq) (les charges du cation M et de l'anion B sont omises par simplicité), l'équilibre les remplace par dissolution de MnBm(s) jusqu'à ce que les concentrations imposées par le produit de solubilité soient de nouveau atteintes (Principe de Le Châtelier). Les cations M(aq) peuvent être éliminés surtout par complexation, les anions B(aq) par protonation.

15 Par l'intermédiaire de la réaction de complexation et la réaction de protonation, l'équilibre de la réaction est déplacé vers la droite et ainsi, le carbonate de calcium peut être dissout

16 7-Liaison chimique dans les complexes
On peut envisager une liaison où les deux électrons qui la forment proviennent d'un seul et même partenaire de la liaison. Une telle liaison est appelée liaison donneur-accepteur ou liaison dative covalente ou liaison de coordination. Le donneur est le partenaire donnant les deux électrons de la liaison, l'autre partenaire est l'accepteur. Dans un complexe métallique, l'accepteur est un cation métallique (moins fréquemment un atome métallique) et les donneurs sont les ligands. Chaque ligand donne donc un doublet électronique, ce qui permet de former la liaison entre ce ligand et le métal.

17 Théorie de Lewis Selon Lewis, les bases sont définies comme des particules ayant au moins une paire d'électrons non liante et pouvant donc figurer comme donneurs de doublets électroniques. Les bases des Brönsted sont donc des nucléophiles. Les acides sont définis comme des particules ayant une lacune d'électrons et pouvant donc figurer comme accepteurs de doublets électroniques. Le proton et tous les cations métalliques (et même les atomes métalliques) sont des acides de Lewis; ce sont des électrophiles. Cette théorie explique en particulier l’acidité de substances ne possédant pas d’atomes d’Hydrogène.

18 Exemples Le cation métallique (trés rarement un atome métallique) occupe la position centrale du complexe.  Les molécules, atomes ou ions qui entourent le centre métallique sont les ligands (aussi appelés coordinats), connectés au centre métallique par une liaison chimique. Les ligands peuvent être des ions constitués d'un seul atome (comme les ions halogénures : Cl-, Br-,I-), des molécules neutres (comme l'eau H2O ou l'ammoniac NH3) ou des ions moléculaires (organiques : comme l'acétate CH3COO- ou minéraux : comme le phosphate PO43-). [Ni(OH2)6]2+ ; [CoCl4]2- ; [PtCl4] ; [Ag(NH3)2]+).