Dissolution et solubilité
Transformations physiques
Dissolution et solubilité
Introduction
Lorsque l'on met un morceau de sucre dans un verre d'eau et que l'on agite, le sucre « disparaît » : il s'est dissous. La dissolution est une transformation physique fondamentale en chimie. Elle permet de préparer des solutions, omniprésentes dans la vie courante (eau salée, sirop, sérum physiologique…) comme au laboratoire.
Vocabulaire de la dissolution
Soluté, solvant, solution
- Soluté : l'espèce chimique qui est dissoute (le sucre, le sel, etc.)
- Solvant : le liquide dans lequel le soluté se dissout (l'eau, l'éthanol, etc.)
- Solution : le mélange homogène obtenu après dissolution
$$\text{Soluté} + \text{Solvant} \longrightarrow \text{Solution}$$
Lorsque le solvant est l'eau, on parle de solution aqueuse.
Solution saturée et non saturée
- Une solution non saturée peut encore dissoudre du soluté supplémentaire.
- Une solution saturée ne peut plus dissoudre de soluté : l'ajout de soluté entraîne la formation d'un dépôt (corps non dissous) au fond du récipient.
Le processus de dissolution
Dissolution d'un soluté moléculaire
Lorsqu'on dissout un soluté moléculaire (comme le sucre $C_{12}H_{22}O_{11}$), les molécules de soluté se dispersent parmi les molécules de solvant. Les molécules de soluté sont entourées de molécules de solvant : on parle de solvatation (ou hydratation si le solvant est l'eau).
Dissolution d'un soluté ionique
Lorsqu'on dissout un soluté ionique (comme le chlorure de sodium $NaCl$), le cristal se dissocie en ions qui se dispersent dans le solvant :
$$NaCl_{(s)} \xrightarrow{\text{eau}} Na^+_{(aq)} + Cl^-_{(aq)}$$
L'indice $$NaCl_{(s)} \xrightarrow{\text{eau}} Na^+_{(aq)} + Cl^-_{(aq)}$$0 signifie que les ions sont hydratés, c'est-à-dire entourés de molécules d'eau.
Autre exemple : dissolution du sulfate de cuivre :
$$CuSO_{4(s)} \xrightarrow{\text{eau}} Cu^{2+}_{(aq)} + SO_4^{2-}_{(aq)}$$
Conservation de la matière
Lors de la dissolution, la masse totale se conserve :
$$m_{\text{solution}} = m_{\text{soluté}} + m_{\text{solvant}}$$
Les atomes ne sont ni créés ni détruits : ils changent simplement de répartition spatiale.
Concentration en masse
Définition
La concentration en masse $$NaCl_{(s)} \xrightarrow{\text{eau}} Na^+_{(aq)} + Cl^-_{(aq)}$$1 d'un soluté dans une solution est la masse de soluté dissoute par litre de solution :
$$C_m = \frac{m_{\text{soluté}}}{V_{\text{solution}}}$$
- $$NaCl_{(s)} \xrightarrow{\text{eau}} Na^+_{(aq)} + Cl^-_{(aq)}$$2 en $$NaCl_{(s)} \xrightarrow{\text{eau}} Na^+_{(aq)} + Cl^-_{(aq)}$$3
- $$NaCl_{(s)} \xrightarrow{\text{eau}} Na^+_{(aq)} + Cl^-_{(aq)}$$4 en $$NaCl_{(s)} \xrightarrow{\text{eau}} Na^+_{(aq)} + Cl^-_{(aq)}$$5
- $$NaCl_{(s)} \xrightarrow{\text{eau}} Na^+_{(aq)} + Cl^-_{(aq)}$$6 en $$NaCl_{(s)} \xrightarrow{\text{eau}} Na^+_{(aq)} + Cl^-_{(aq)}$$7
Exemple
On dissout $$NaCl_{(s)} \xrightarrow{\text{eau}} Na^+_{(aq)} + Cl^-_{(aq)}$$8 de chlorure de sodium dans de l'eau pour obtenir $$NaCl_{(s)} \xrightarrow{\text{eau}} Na^+_{(aq)} + Cl^-_{(aq)}$$9 de solution (sérum physiologique) :
$$C_m = \frac{9{,}0}{1{,}0} = 9{,}0 \, g \cdot L^{-1}$$
Solubilité
Définition
La solubilité $$CuSO_{4(s)} \xrightarrow{\text{eau}} Cu^{2+}_{(aq)} + SO_4^{2-}_{(aq)}$$0 d'un soluté dans un solvant donné est la concentration en masse maximale que l'on peut atteindre dans une solution saturée, à une température donnée.
$$s = C_{m, \text{max}} \quad (\text{en } g \cdot L^{-1})$$
Exemples de solubilités dans l'eau à $$CuSO_{4(s)} \xrightarrow{\text{eau}} Cu^{2+}_{(aq)} + SO_4^{2-}_{(aq)}$$1
| Soluté | Solubilité ($$CuSO_{4(s)} \xrightarrow{\text{eau}} Cu^{2+}_{(aq)} + SO_4^{2-}_{(aq)}$$2) |
|---|---|
| Chlorure de sodium $$CuSO_{4(s)} \xrightarrow{\text{eau}} Cu^{2+}_{(aq)} + SO_4^{2-}_{(aq)}$$3 | $$CuSO_{4(s)} \xrightarrow{\text{eau}} Cu^{2+}_{(aq)} + SO_4^{2-}_{(aq)}$$4 |
| Sucre (saccharose) $$CuSO_{4(s)} \xrightarrow{\text{eau}} Cu^{2+}_{(aq)} + SO_4^{2-}_{(aq)}$$5 | $$CuSO_{4(s)} \xrightarrow{\text{eau}} Cu^{2+}_{(aq)} + SO_4^{2-}_{(aq)}$$6 |
| Sulfate de cuivre $$CuSO_{4(s)} \xrightarrow{\text{eau}} Cu^{2+}_{(aq)} + SO_4^{2-}_{(aq)}$$7 | $$CuSO_{4(s)} \xrightarrow{\text{eau}} Cu^{2+}_{(aq)} + SO_4^{2-}_{(aq)}$$8 |
| Dioxyde de carbone $$CuSO_{4(s)} \xrightarrow{\text{eau}} Cu^{2+}_{(aq)} + SO_4^{2-}_{(aq)}$$9 | $$m_{\text{solution}} = m_{\text{soluté}} + m_{\text{solvant}}$$0 |
Facteurs influençant la solubilité
Température
Pour la plupart des solides, la solubilité augmente avec la température :
En chauffant de l'eau, on peut dissoudre davantage de sucre.
Pour les gaz, c'est l'inverse : la solubilité diminue quand la température augmente.
Exemple concret : une bouteille d'eau gazeuse pétille davantage quand on la sort du réfrigérateur (le $$m_{\text{solution}} = m_{\text{soluté}} + m_{\text{solvant}}$$1 dissous s'échappe car sa solubilité diminue en se réchauffant).
Nature du soluté et du solvant
La solubilité dépend de la compatibilité chimique entre le soluté et le solvant :
- Les solutés polaires ou ioniques se dissolvent bien dans les solvants polaires comme l'eau → « qui se ressemble s'assemble »
- Les solutés apolaires (huile, graisses) sont très peu solubles dans l'eau mais solubles dans des solvants organiques comme l'hexane ou l'éthanol
Application : c'est pourquoi on utilise du savon pour laver les graisses. Le savon possède une partie polaire (hydrophile) et une partie apolaire (lipophile) qui « capture » les graisses.
Pression (pour les gaz)
La solubilité d'un gaz dans un liquide augmente avec la pression :
Les boissons gazeuses sont embouteillées sous pression pour dissoudre davantage de $$m_{\text{solution}} = m_{\text{soluté}} + m_{\text{solvant}}$$2. À l'ouverture, la pression diminue et le gaz s'échappe sous forme de bulles.
Préparation d'une solution par dissolution
Protocole au laboratoire
Pour préparer un volume $$m_{\text{solution}} = m_{\text{soluté}} + m_{\text{solvant}}$$3 de solution à la concentration $$m_{\text{solution}} = m_{\text{soluté}} + m_{\text{solvant}}$$4 :
- Calculer la masse de soluté nécessaire : $$m_{\text{solution}} = m_{\text{soluté}} + m_{\text{solvant}}$$5
- Peser le soluté sur une balance de précision
- Introduire le soluté dans une fiole jaugée de volume $$m_{\text{solution}} = m_{\text{soluté}} + m_{\text{solvant}}$$6
- Ajouter de l'eau distillée (environ les 2/3 du volume)
- Agiter jusqu'à dissolution complète
- Compléter avec de l'eau distillée jusqu'au trait de jauge (ménisque tangent au trait)
- Boucher et homogénéiser en retournant la fiole
Exemple de calcul
On veut préparer $$m_{\text{solution}} = m_{\text{soluté}} + m_{\text{solvant}}$$7 de solution de chlorure de sodium à $$m_{\text{solution}} = m_{\text{soluté}} + m_{\text{solvant}}$$8.
$$m = C_m \times V = 20 \times 0{,}250 = 5{,}0 \, g$$
Il faut peser $$m_{\text{solution}} = m_{\text{soluté}} + m_{\text{solvant}}$$9 de $$C_m = \frac{m_{\text{soluté}}}{V_{\text{solution}}}$$0.
L'essentiel à retenir
- La dissolution est la dispersion d'un soluté dans un solvant pour former une solution homogène.
- Un soluté ionique se dissocie en ions hydratés ; un soluté moléculaire se disperse sous forme de molécules.
- La masse se conserve lors de la dissolution.
- La concentration en masse : $$C_m = \frac{m_{\text{soluté}}}{V_{\text{solution}}}$$1 (en $$C_m = \frac{m_{\text{soluté}}}{V_{\text{solution}}}$$2).
- La solubilité $$C_m = \frac{m_{\text{soluté}}}{V_{\text{solution}}}$$3 est la concentration maximale en solution saturée.
- La solubilité dépend de la température, de la nature du soluté et du solvant, et de la pression (pour les gaz).