Comment calculer la solubilité : 14 étapes (avec photos)

2024 Auteur: Jason Gerald | [email protected]. Dernière modifié: 2024-01-15 08:14

En chimie, la solubilité est utilisée pour décrire les propriétés des composés solides qui sont mélangés et complètement dissous avec un liquide sans laisser de particules insolubles. Seuls les composés ionisés (chargés) peuvent se dissoudre. Pour plus de commodité, vous pouvez simplement mémoriser quelques règles ou vous référer à une liste pour voir si la plupart des composés solides resteront solides lorsqu'ils sont placés dans l'eau ou se dissoudront en grande quantité. En fait, certaines molécules se dissoudront même si vous ne pouvez pas voir le changement. Pour que l'expérience se déroule avec précision, il faut savoir calculer la quantité qui est dissoute.

Étape

Méthode 1 sur 2: Utilisation de règles rapides

Étape 1. Étudiez les composés ioniques

Normalement, chaque atome a un certain nombre d'électrons. Cependant, les atomes gagnent ou perdent parfois des électrons. Le résultat est un ion qui est chargé électriquement. Lorsqu'un ion chargé négativement (ayant un électron supplémentaire) rencontre un ion chargé positivement (perdant un électron), les deux ions se lient comme les pôles positif et négatif d'un aimant, produisant un composé ionique.

• Les ions chargés négativement sont appelés anion, tandis que l'ion chargé positivement est appelé cation.
• Dans des circonstances normales, le nombre d'électrons est égal au nombre de protons dans un atome, annulant ainsi sa charge électrique.

Étape 2. Comprendre le sujet de la solubilité

Molécules d'eau (H₂O) a une structure inhabituelle qui ressemble à un aimant. Une extrémité a une charge positive, tandis que l'autre extrémité est chargée négativement. Lorsqu'un composé ionique est placé dans l'eau, l'"aimant" de l'eau l'entoure et essaie d'attirer et de séparer les ions positifs et négatifs. Les liaisons dans certains composés ioniques ne sont pas très fortes. Un tel composé soluble dans l'eau car l'eau va séparer les ions et les dissoudre. Certains autres composés ont des liaisons plus fortes de sorte que non soluble dans l'eau en dépit d'être entouré de molécules d'eau.

Divers autres composés ont des liaisons internes qui sont tout aussi fortes que la force que l'eau attire les molécules. De tels composés sont appelés légèrement soluble dans l'eau car une grande partie du composé est attirée par l'eau, mais le reste est encore fondu.

Étape 3. Apprenez les règles de solubilité

Les interactions interatomiques sont assez complexes. Les composés solubles ou insolubles dans l'eau ne peuvent pas simplement être vus intuitivement. Trouvez le premier ion du composé à rechercher dans la liste ci-dessous pour déterminer son comportement. Ensuite, vérifiez les exceptions pour vous assurer que le deuxième ion n'a pas d'interactions inhabituelles.

• Par exemple, pour vérifier le chlorure de strontium (SrCl₂), recherchez Sr ou Cl dans les étapes en gras ci-dessous. Cl est "généralement soluble dans l'eau", alors vérifiez le prochain pour les exceptions. Sr n'est pas inclus dans l'exception donc SrCl₂ certainement soluble dans l'eau.
• Les exceptions les plus courantes à chaque règle sont répertoriées ci-dessous. Il existe quelques autres exceptions, mais elles ne seront probablement pas trouvées dans un laboratoire ou un cours de chimie en général.

Étape 4. Les composés peuvent être dissous s'ils contiennent des métaux alcalins, y compris Li⁺, N / A⁺, K⁺, Rb⁺, et Cs⁺.

Ces éléments sont également appelés éléments du groupe IA: lithium, sodium, potassium, rubidium et césium. Presque tous les composés contenant l'un de ces ions sont solubles dans l'eau.

• Exception:

  Li₃Bon de commande₄ insoluble dans l'eau.

Étape 5. NON Composés₃^-, C₂H₃O₂^-, NON₂^-, ClO₃^-, et ClO₄^- soluble dans l'eau.

Les noms sont respectivement les ions nitrate, acétate, nitrite, chlorate et perchlorate. Notez que l'acétate est souvent abrégé en OAC.

• Exception:

  Ag(OAc) (Acétate d'argent) et Hg(OAc)₂ (acétate de mercure) est insoluble dans l'eau.

• AgNO₂^- et KClO₄^- seulement "légèrement soluble dans l'eau".

Étape 6. Composés Cl.^-, Frère^-, et moi^- généralement légèrement soluble dans l'eau.

Les ions chlorure, bromure et iodure forment toujours des composés hydrosolubles appelés sels d'halogénure.

• Exception:

  Si l'un de ces ions se lie à l'ion argent Ag⁺, mercure Hg₂²⁺, ou plomb Pb²⁺, le composé résultant est insoluble dans l'eau. Il en est de même pour le composé le moins courant, à savoir le couple Cu.⁺ et le thallium Tl⁺.

Étape 7. Composés contenant du SO₄^2- généralement soluble dans l'eau.

L'ion sulfate forme généralement des composés solubles dans l'eau, mais il existe quelques exceptions.

• Exception:

  L'ion sulfate forme des composés insolubles dans l'eau avec: le strontium Sr²⁺, baryum Ba²⁺, plomb Pb²⁺, argent Ag⁺, calcium Ca²⁺, le radium Ra²⁺, et l'argent diatomique Ag₂²⁺. Notez que le sulfate d'argent et le sulfate de calcium sont suffisamment solubles pour que certains les appellent légèrement solubles dans l'eau.

Étape 8. Composés contenant OH^- ou S^2- insoluble dans l'eau.

Les ions ci-dessus sont nommés hydroxyde et sulfure.

• Exception:

  Vous vous souvenez des métaux alcalins (groupes I-A) et de la facilité avec laquelle les ions des éléments de ces groupes forment des composés solubles dans l'eau ? Li⁺, N / A⁺, K⁺, Rb⁺, et Cs⁺ formera des composés solubles dans l'eau avec des ions hydroxyde ou sulfure. De plus, les hydroxydes forment également des sels hydrosolubles avec des ions alcalino-terreux (Groupe II-A): calcium Ca²⁺, strontium Sr²⁺, et le baryum Ba²⁺. Notez que les composés produits à partir d'hydroxydes et d'alcalino-terreux ont encore suffisamment de molécules liées entre elles pour qu'elles soient parfois appelées « légèrement solubles dans l'eau ».

Étape 9. Composés contenant du CO₃^2- ou bon de commande₄^3- insoluble dans l'eau.

Un autre contrôle pour les ions carbonate et phosphate. Vous devriez déjà savoir ce qui arrivera au composé des ions.

• Exception:

  Ces ions forment des composés hydrosolubles avec les métaux alcalins, à savoir Li⁺, N / A⁺, K⁺, Rb⁺, et Cs⁺, tout comme l'ammonium NH₄⁺.

Méthode 2 sur 2: Calcul de la solubilité via K_sp

Étape 1. Trouver la constante de solubilité du produit K_sp.

Chaque composé a une constante différente, vous devrez la rechercher dans un tableau de votre manuel ou en ligne. Étant donné que les valeurs sont déterminées expérimentalement, différents tableaux peuvent afficher différentes constantes. Il est fortement recommandé d'utiliser les tableaux du manuel si vous en avez. Sauf indication contraire, la plupart des tableaux supposent que la température est de 25 °C.

Par exemple, si ce qui est dissous est de l'iodure de plomb PbI₂, écrire la constante de solubilité du produit. Lorsque vous vous référez au tableau sur bilbo.chm.uri.edu, utilisez la constante 7, 1×10^–9.

Étape 2. Écrivez l'équation chimique

Tout d'abord, déterminez le processus par lequel le composé se sépare en ions lorsqu'il est dissous. Ensuite, écrivez l'équation chimique avec K_sp d'un côté et les ions constitutifs de l'autre.

• Par exemple, une molécule de PbI.₂ divisé en ions Pb.²⁺, JE^-, et I. ions^-. (Vous n'avez besoin de connaître ou de rechercher la charge d'un ion que parce que le composé dans son ensemble a une charge neutre.)
• Écrivez l'équation 7, 1×10^–9 = [Pb²⁺][JE^-]²

Étape 3. Modifiez l'équation pour utiliser une variable

Réécrivez l'équation comme un problème algébrique simple en utilisant la connaissance du nombre de molécules et d'ions. Dans cette équation, x est le nombre de composés solubles. Réécrivez les variables qui représentent le nombre de chaque ion sous forme x.

• Dans cet exemple, l'équation est réécrite comme 7, 1×10^–9 = [Pb²⁺][JE^-]²
• Parce qu'il y a un ion plomb (Pb²⁺) dans le composé, le nombre de molécules du composé dissous est égal au nombre d'ions plomb libres. On peut maintenant écrire [Pb²⁺] contre x.
• Comme il y a deux ions iode (je^-) pour chaque ion plomb, le nombre d'atomes d'iode peut s'écrire 2x.
• Maintenant l'équation est 7, 1×10^–9 = (x)(2x)²

Étape 4. Tenir compte des autres ions normalement présents si possible

Sautez cette étape si le composé est dissous dans de l'eau pure. Lorsqu'un composé est dissous dans une solution qui contient déjà un ou plusieurs des ions constitutifs (« ions communs »), sa solubilité augmentera considérablement. L'effet ionique général est mieux observé dans les composés qui sont largement insolubles dans l'eau. Dans ce cas, on peut supposer que la plupart des ions à l'équilibre proviennent d'ions déjà présents en solution. Réécrivez l'équation de la réaction pour inclure la concentration molaire connue (moles par litre ou M) de l'ion déjà présent en solution, remplaçant ainsi la valeur de x utilisée pour l'ion.

Par exemple, si le composé iodure de plomb est dissous dans une solution contenant 0,2 M de chlorure de plomb (PbCl₂) alors l'équation sera 7, 1×10^–9 = (0, 2M+x)(2x)². Ensuite, puisque 0,2 M est une concentration plus concentrée que x, l'équation peut être réécrite comme 7,1 × 10^–9 = (0, 2M)(2x)².

Étape 5. Résolvez l'équation

Résolvez x pour savoir à quel point le composé est soluble dans l'eau. Puisque la constante de solubilité a déjà été établie, la réponse est en termes de nombre de moles du composé dissous par litre d'eau. Vous aurez peut-être besoin d'une calculatrice pour calculer la réponse finale.

• La réponse suivante concerne la solubilité dans l'eau pure, sans les ions communs.
• 7, 1×10^–9 = (x)(2x)²
• 7, 1×10^–9 = (x)(4x²)
• 7, 1×10^–9 = 4x³
• (7, 1×10^–9) 4 = x³
• x = ((7, 1×10^–9) ÷ 4)
• x = 1, 2x10^-3 moles par litre se dissoudra. Cette quantité est si faible qu'elle est essentiellement insoluble dans l'eau.