Contenu

• Avancer d'un pas
• Méthode 1 sur 2: Utilisation de règles rapides
• Méthode 2 sur 2: Calcul de la solubilité du K._sp
• Nécessités
• Conseils
• Mises en garde

En chimie, la solubilité est utilisée pour décrire les propriétés d'un solide qui est mélangé et se dissout complètement dans un liquide, sans laisser de particules non dissoutes. Seuls les composés ioniques (chargés) sont solubles. Pour des raisons pratiques, mémoriser quelques règles, ou consulter une liste de règles, suffit pour vous dire si la plupart des composés ioniques resteront solides lorsqu'ils seront mélangés avec de l'eau, ou si une quantité importante se dissoudra. En réalité, certaines molécules se dissoudront même si vous ne voyez aucun changement, donc pour des expériences précises, vous devrez savoir comment calculer cette quantité.

Avancer d'un pas

Méthode 1 sur 2: Utilisation de règles rapides

1. En savoir plus sur les composés ioniques. Chaque atome a normalement un certain nombre d'électrons, mais parfois ils gagnent ou perdent un électron supplémentaire. Le résultat est un ion avec une charge électrique. Lorsqu'un ion avec une charge négative (un électron supplémentaire) rencontre un ion avec une charge positive (il manque un électron), ils se lient ensemble, tout comme les extrémités négatives et positives de deux aimants. Le résultat est une liaison ionique.
   • Les ions avec une charge négative sont appelés anions, et les ions avec une charge positive cations.
   • Normalement, le nombre d'électrons dans un atome est égal au nombre de protons, là où les charges électriques sont en équilibre.
2. Connaissez la solubilité. Molécules d'eau (H.₂O) ont une structure inhabituelle, avec laquelle ils se comportent comme un aimant: une extrémité a une charge positive tandis que l'autre extrémité est chargée négativement. Lorsque vous mélangez une liaison ionique avec de l'eau, ces «aimants à eau» se rassemblent autour d'elle, essayant de séparer les ions positifs et négatifs. Certaines liaisons ioniques ne sont pas très étroites entre elles; ceux-ci sont solubleparce que l'eau va déchirer et dissoudre le lien. D'autres composites ont des liaisons plus solides et sont Non résolublecar ils peuvent se coller malgré les molécules d'eau.
   • Certaines connexions ont des liaisons internes dont la force est comparable à la traction de l'eau. Ces substances sont modérément soluble, car une partie importante (mais pas la totalité) des obligations sera dissociée.
3. Etudiez les règles de solubilité. Comme les interactions entre les atomes sont assez complexes, il n'est pas toujours intuitif quels composés sont solubles et insolubles. Trouvez le premier ion du composé dans la liste ci-dessous pour savoir comment il se comporte habituellement, puis vérifiez les exceptions pour vous assurer que le deuxième ion n'interagit pas anormalement.
   • Par exemple, pour utiliser le chlorure de strontium (SrCl₂), recherchez Sr ou Cl dans les étapes en gras indiquées ci-dessous. Cl est "principalement résoluble", alors vérifiez les exceptions ci-dessous. Sr n'est pas indiqué comme une exception, donc SrCl₂ être soluble.
   • Les exceptions les plus courantes à chaque règle sont répertoriées ci-dessous. Il existe d'autres exceptions, mais vous ne les trouverez probablement pas dans un cours ou un laboratoire de chimie commun.
4. Les composés sont solubles lorsqu'ils contiennent des métaux alcalins, notamment Li, Na, K, Rb et Cs. Ceux-ci sont également appelés les éléments du groupe IA: lithium, sodium, potassium, rubidium et césium. Presque tous les composés contenant l'un de ces ions sont solubles.
   • Exception: Li₃PO₄ n'est pas soluble.
5. Composés sans₃, C₂H.₃O₂, NON₂, ClO₃ et ClO₄ sont solubles. Ce sont respectivement les ions nitrate, acétate, nitrite, chlorate et perchlorate. Notez que l'acétate est souvent abrégé par OAc.
   • Exceptions: Ag (OAc) (acétate d'argent) et Hg (OAc)₂ (acétate de mercure) ne sont pas solubles.
   • AgNO₂ et KClO₄ ne sont que "partiellement solubles".
6. les composés avec Cl, Br et I sont généralement solubles. Les ions chlorure, bromure et iodure forment presque toujours des composés solubles, également connus sous le nom de sels halogènes.
   • Exception: Si l'un ou l'autre de ces éléments se lie aux ions d'argent (Ag), le mercure (Hg₂), ou plomb (Pb), le résultat n'est pas soluble. Il en va de même pour les composés moins courants avec le cuivre (Cu) et le thallium (Tl).
7. Connexions à SO₄ sont généralement solubles. L'ion sulfate forme généralement des composés solubles, mais il existe plusieurs exceptions.
   • Exceptions: L'ion sulfate forme des composés insolubles avec les ions suivants: strontium Sr, baryum Ba, plomb Pb, argent Ag, calcium Ca, radium Ra et argent diatomique Ag₂. Notez que le sulfate d'argent et le sulfate de calcium se dissolvent juste assez pour être parfois appelés peu solubles.
8. Les composés avec OH ou S ne sont pas solubles. Ce sont les ions hydroxyde et sulfure, respectivement.
   • Exceptions: Vous souvenez-vous des métaux alcalins (groupe I-A) et à quel point ils aiment former des composés insolubles? Li, Na, K, Rb et Cs forment tous des composés solubles avec des ions hydroxyde ou sulfure. De plus, l'hydroxyde forme des sels solubles avec les ions de métaux alcalino-terreux (groupe II-A): calcium Ca, strontium Sr et baryum Ba. Notez que l'hydroxyde avec un composé alcalino-terreux a juste assez de molécules pour coller ensemble pour être parfois considéré comme "peu soluble".
9. Composés avec CO₃ ou PO₄ ne sont pas solubles. Vérifiez une dernière fois les ions carbonate et phosphate, et vous devriez savoir à quoi vous attendre du composé.
   • Exceptions: Ces ions forment des composés solubles avec les substances usuelles, les métaux alcalins Li, Na, K, Rb et Cs, ainsi qu'avec l'ammonium NH₄.

Méthode 2 sur 2: Calcul de la solubilité du K._sp

1. Recherchez le produit de solubilité de la constante K._sp. Cette constante est différente pour chaque connexion, vous devrez donc la rechercher dans un tableau de votre manuel ou en ligne. Étant donné que ces valeurs sont déterminées expérimentalement, elles peuvent varier considérablement d'un tableau à l'autre, il est donc préférable d'utiliser le tableau de votre manuel, s'il y en a un. Sauf indication contraire, la plupart des tableaux supposent une température ambiante de 25o C.
   • Par exemple, si vous souhaitez dissoudre l'iodure de plomb (PbI₂), notez la constante d'équilibre du produit de solubilité. Si vous utilisez une table sur bilbo.chm.uri.edu, utilisez la constante 7,1 × 10.
2. Tout d'abord, notez l'équation chimique. Tout d'abord, déterminez comment le composé se décompose en ions lorsqu'il se dissout. Maintenant, écrivez une équation avec K._sp d'une part et les ions individuels d'autre part.
   • Par exemple, une molécule de PbI₂ se divise en ions Pb, I et un autre I (il suffit de connaître ou de rechercher la charge d'un ion, car vous savez que le composé total a toujours une charge neutre).
   • Écris l'équation 7,1 × 10 = [Pb] [I]
3. Ajustez l'équation pour utiliser des variables. Réécrivez l'équation comme un problème d'algèbre unique, en utilisant votre connaissance du nombre de molécules ou d'ions. Définissez x égal à la quantité de substance qui se dissoudra et réécrivez les variables comme les nombres de chaque ion en termes de x.
   • Dans notre exemple, nous réécrivons 7.1 × 10 = [Pb] [I]
   • Puisqu'il n'y a qu'un seul ion plomb (Pb) dans le composé, le nombre de molécules du composé dissout sera égal au nombre d'ions plomb libres. Nous pouvons donc remplacer [Pb] par x.
   • Puisqu'il y a deux ions iode (I) pour chaque ion plomb, nous pouvons assimiler le nombre d'atomes d'iode à 2x.
   • L'équation lit maintenant 7,1 × 10 = (x) (2x)
4. Considérez les ions communs, le cas échéant. Sautez cette étape si vous dissolvez le composé dans de l'eau pure. Cependant, si le composé est dissous dans une solution qui contient déjà un ou plusieurs des ions constitutifs (un «ion commun»), la solubilité est considérablement réduite. L'effet des ions communs est le plus perceptible dans les composés qui sont pour la plupart insolubles, et dans ces cas, on peut supposer que la grande majorité des ions à l'équilibre proviennent de l'ion déjà présent dans la solution. Réécrivez l'équation avec la concentration molaire connue (moles par litre, ou M) des ions déjà dans la solution, en remplaçant la valeur de x que vous avez utilisée pour cet ion.
   • Par exemple, si notre composé plomb-iode était dissous dans une solution contenant 0,2 M de chlorure de plomb (PbCl₂), alors nous pouvons réécrire l'équation comme 7.1 × 10 = (0.2M + x) (2x). Et puis, parce que 0,2 M est une concentration tellement plus élevée que x, nous pouvons réécrire cela en toute sécurité comme 7,1 × 10 = (0,2 M) (2x).
5. Résous l'équation. Résolvez pour x et sachez à quel point le composé est soluble. En raison de la façon dont la constante de solubilité est définie, votre réponse sera exprimée en nombre de moles du composé dissous par litre d'eau. Vous aurez peut-être besoin d'une calculatrice pour trouver la réponse finale.
   • Ce qui suit s'applique à la solubilité dans l'eau pure, pas avec des ions communs.
   • 7,1 × 10 = (x) (2x)
   • 7,1 × 10 = (x) (4x)
   • 7,1 × 10 = 4x
   • (7,1 × 10) ÷ 4 = x
   • x = ∛ ((7,1 × 10) ÷ 4)
   • x = 1,2 x 10 moles par litre se dissoudront. Il s'agit d'une très petite quantité, vous savez donc que ce composé est en principe peu soluble.

Nécessités

• Tableau des constantes des produits de solubilité (K._sp) pour les connexions.

Conseils

• Si vous avez des données d'expériences sur le degré de dissolution d'un composé, vous pouvez utiliser la même équation pour résoudre la constante de solubilité K_sp.

Mises en garde

• Il n'y a pas de définition universellement acceptée de ces termes, mais les chimistes s'accordent sur la majorité des composés. Certains cas marginaux concernant les composés avec une proportion significative de molécules dissoutes et non dissoutes peuvent être décrits avec différentes tables de solubilité.
• Certains manuels plus anciens donnent à NH₄OH à nouveau en tant que composition soluble. Ceci est une erreur; petites quantités de NH₄ et les ions OH peuvent être observés, mais ne peuvent pas être isolés pour former un composé.