SOLUTIONS IONIQUES

1. Etude des corps peu solubles: Produit de solubilité 1.1. Définitions On sait par exemple qu’un sel en solution dans l’eau passe à l’état d’ions libres. Pour les sels solubles, la concentration d’ions en solution peut être importante. Cependant, si on continue à dissoudre du sel solide, il arrive un moment où la solution devient saturée. Toute addition supplémentaire reste à l’état solide : il précipite. La solubilité correspond à un équilibre entre deux phases, elle ne peut être nulle aussi petite soit-elle : un certain nombre de molécule passe toujours en solution. Si du sel ou un produit AB est en excès, le soluté atteint la solubilité maximum quand on a AB (solide) et AB (solution) en même temps. On a un équilibre entre un solide et des éléments en solution. Par conséquent, est appelé produit de solubilité, c’ est une constante qui ne dépend que de la température.

Quand on a un produit peu soluble sous la forme AxBy, l’équilibre s’écrit: Ce produit de solubilité est caractéristique de la solubilité. Plus le composé est soluble, plus est grand. On appelle solubilité s d’un composé la concentration maximum du soluté que l’on peut dissoudre dans le solvant. Exemple 1: Soit l’équilibre: Pour cet équilibre, s est aussi égal à

Exemple 2: Soit l’équilibre: avec La solubilité s’exprime toujours en mol/l ou en g/l. Cependant, pour déterminer , il faut exprimer s en mol/l.

Exercice : Le produit de solubilité de Mg(OH)2 (hydroxyde de magnésium) = 6.10-12. Déterminer sa solubilité quand on le fait dissoudre dans l’eau pure. Réponse :

1.2. Déplacement de solubilité Comme tout équilibre chimique, l’équilibre entre le sel et ses ions est dynamique. Il est susceptible de subir des déplacements sous l’influence de la température et des concentrations des ions dissous. En prenant l’exemple précédent: si on introduit dans la solution une substance libérant des ions OH-, la soude par exemple, l’équilibre sera déplacé de la droite vers la gauche, correspondant à la diminution de la solubilité. On observe la même chose quand on introduit dans la solution des ions Mg2+. On dit qu’il y a recul de solubilité par effet d’ions communs.

Exemple : On dissout du Mg(OH)2 dans une solution contenant 10-2 mol/l de MgCl2 (chlorure de magnésium). Déterminer la nouvelle solubilité s’ de cette solution. On obtient une équation du 3ème degré en s’ dont la résolution n’est pas facile. Cependant, d’après le principe de Le Chatelier: s’  s. Or s = 1,15.10-4 mol/l << 10-2 mol/l.  10-2 + s’  10-2 et par conséquent : Ks  10-2 (2s’)2 d’où: Ainsi, s’ << s par effet d’ion commun

Ainsi, par effet d’ion commun, la solubilité s’ de Mg(OH)2 dans une solution contenant des ions Mg2+ est plus faible que la solubilité s dans l’eau pure. Cela est en accord avec la loi de Le Chatelier appelée loi des déplacements des équilibres chimiques. Ce raisonnement fait sur Mg(OH)2 peut être généralisé à tous les composés peu solubles.

2. Notion acido-basique Exemples : 2.1. définition des acides et des bases selon Arrhenius (1887) Un acide est tout corps qui dans l’eau libère un ou plusieurs protons, et une base est tout corps qui dans l’eau libère un ou plusieurs ions hydroxyles. Exemples : Lorsqu’on fait réagir un acide sur une base en solution aqueuse, il y a neutralisation. On obtient un sel et de l’eau.

La réaction globale se réduit donc à l’action du proton sur l’hydroxyle pour former l’eau. Remarque : La théorie d’Arrhénius fit faire de grands progrès à la chimie, mais également avec ses limites. Le proton en milieu aqueux n’existe pas à l’état libre : il est hydraté, c’est-à-dire piégé par une molécule d’eau et on obtient l’ion hydronium selon:   Certains corps neutralisent des acides et pourtant ne contiennent pas de groupe hydroxyle OH. Par exemple NH3 réagit avec HCl pour donner NH4Cl. La théorie d’Arrhenius ne s’applique pas à tous les solvants.

2.2. Définition des acides et des bases selon Bronsted-Lowry (1923) Un acide est toute espèce chimique capable de céder un proton, et une base est toute espèce chimique capable de capter un proton. Cette théorie est valable pour les substances en solution ou non, elle ne dépend pas non plus de la nature du solvant.

2.3. Dissociation ionique de l’eau L’eau a un comportement tantôt acide, tantôt basique car elle peut donner ou capter des protons. On dit que l’eau est un amphotère ou ampholyte. Les deux équations nous donnent: . Tout équilibre est caractérisé par sa constante d’équilibre K. Cette constante d’équilibre K est très faible. Ainsi, la [H2O] en grand excès est donc en quantité pratiquement constante. Ke est appelé produit ionique de l’eau. Dans les conditions standard (T = 298 K et P = 1 atm), pour l’eau pure, on a:

2.4. Couple acido-basique Lorsqu’un acide cède un proton, il se transforme en sa base conjuguée et inversement, lorsqu’une base capte un proton, elle se transforme en son acide conjugué. L’acide et sa base conjuguée, ou la base et son acide conjugué forment le couple acido-basique. Exemples :

Exemple : 2.5. Force des acides et des bases Un acide est d’autant plus fort qu’il libère facilement un proton, de même une base est d’autant plus forte qu’elle capte facilement un proton. En solution, l’acide ou la base est caractérisé par sa constante d’acidité. Exemple : Soit l’équilibre de dissociation de l’acide faible AH: La constante d’équilibre K peut s’écrire: La [H2O] trop élevée par rapport au autres constituants, l’eau étant le solvant. On peut donc supposer qu’elle est constante. Ce qui implique que K.[H2O] = constante. Cette constante est appelée constante d’acidité KA.

KB détermine la force de la base. NB: Plus l’acide est fort, plus H3O+ augmente, plus A- augmente mais AH diminue. Alors KA devient plus grande. Ainsi, plus l’acidité est élevée, plus KA augmente, par conséquent KA détermine la force de l’acide. Ce qui est valable pour l’acide l’est aussi pour la base. Exemple : H2O étant un solvant KB est appelée constante de basicité. Plus la base est forte, plus [BH+] augmente, plus [OH-] augmente, plus [B] diminue et KB augmente. KB détermine la force de la base.

Soient les équilibres acido-basiques suivants: Les ions Cl- et Na+ sont des ions aprotiques, c’est-à-dire sans action dans l’autoprotolyse de l’eau. Ce sont des ions indifférents. Ils sont respectivement base conjuguée et acide conjugué d’un acide fort et d’une base forte. Cependant, les ions CH3COO- qui sont base conjuguée de CH3COOH sont des bases. Ainsi, la base conjuguée d’un acide faible est base faible. De même NH4+ est l’acide conjugué de NH3, il est acide. De même l’acide conjugué d’une base faible est un acide faible.

Relation entre KA et KB du même couple acido-basique : Soit NH3 dissous dans l’eau. Dans ce solvant, nous avons donc les équilibres suivants: (1) avec (2) avec (3) Ainsi: dans les conditions standard

De même, pour un acide faible CH3COOH, on aura: En général, la constante d’acidité ou de basicité des espèces conjuguées est en général très faible car elle s’exprime très souvent en puissance négative de dix. Aussi est-il commode d’adopter l’échelle logarithmique. -log KA = pKA et -log KB = pKB

avec , on a: Ainsi:  De même