Comment identifier le solvant et principe de sélectivité
Pour qualifier de solvant le composant d'une phase mixte, on s'appuie sur deux critères :
- État d'agrégation : le solvant détermine la phase. Une solution aqueuse de sel est un liquide, car l'eau est liquide.
- Facteur quantitatif : si deux liquides sont mélangés, le solvant désigné est celui dont la quantité de matière (en moles) est la plus grande. Par exemple, dans un mélange de 56 % d'éthanol et de 44 % d'eau, le solvant est l'eau, car les moles d'eau dans cette proportion sont deux fois plus nombreuses.
La prédiction de la solubilité repose sur la règle « le semblable dissout le semblable ». L'eau est excellente pour dissoudre les molécules oxygénées et les sels binaires. Les liquides organiques (benzène, hexane, dichloroéthane, alcools) dissolvent les composés organiques. Par exemple, une tache de graisse ne s'élimine pas à l'eau, mais se dissout facilement dans l'essence.
Stades de saturation de la solution
La capacité d'une substance à passer en solution a une limite. Selon la concentration, on distingue trois états du système :
- Solution non saturée : la substance ajoutée continue à se dissoudre activement.
- Solution saturée : un équilibre est atteint entre le précipité et le soluté. À une température donnée, la substance ne passe plus en phase liquide. L'ajout de nouvelles portions ne fait qu'accroître la masse du précipité au fond, mais la concentration de la solution reste inchangée.
- Solution sursaturée : système métastable (instable) contenant plus de substance dissoute que ne le permet la limite de saturation. Elle s'obtient généralement par un refroidissement minutieux. En l'absence de centres de cristallisation, aucun précipité ne se forme, mais la moindre sollicitation (frottement d'un agitateur, introduction d'un cristal germe) déclenche une cristallisation instantanée. Un exemple frappant est l'acétate de sodium, qui se transforme en « glace chaude » lors de sa cristallisation.
Thermodynamique et dépendance thermique
La dissolution elle-même est la combinaison de deux processus énergétiques de sens opposés. La destruction du réseau cristallin nécessite un apport d'énergie (la température baisse — processus physique endothermique). L'interaction des particules avec le solvant, comme la formation d'hydrates, libère de l'énergie (la température monte — processus chimique exothermique).
Selon le processus prédominant, la solution peut s'échauffer (comme avec le chlorure de calcium) ou se refroidir fortement (comme avec le nitrate d'ammonium). Il en découle une règle thermodynamique :
- Si la dissolution absorbe de la chaleur, alors le chauffage augmente la solubilité.
- Si la dissolution libère de la chaleur, alors le chauffage diminue la solubilité.
Pour les gaz, la règle est sans équivoque : lors du chauffage d'un liquide, la solubilité de tous les gaz diminue toujours. L'ébullition permet d'éliminer complètement les gaz dissous dans l'eau.
Particularités de la solubilité des gaz et des liquides
Outre les solides, les gaz et d'autres liquides peuvent se dissoudre :
- Liquides dans des liquides : ils peuvent être miscibles en toutes proportions (eau et alcool), présenter une solubilité limitée avec démixtion des phases (eau et éther) ou être totalement non miscibles (eau et mercure).
- Gaz dans des liquides : contrairement aux solides, la solubilité des gaz dépend directement de la pression. À l'ouverture d'une bouteille de champagne, la pression chute brutalement, la solution devient sursaturée et le dioxyde de carbone s'échappe de manière effervescente. Dans les mélanges de gaz, la solubilité de chaque composant dépend de sa pression partielle (loi de Henry-Dalton).
Pour ne pas confondre les effets thermiques : si la solution a « froid » (processus endothermique), il faut lui fournir de la chaleur (la chauffer) pour que la substance se dissolve mieux.
À étudier également sur le sujet
- Calcul de la fraction massique dans une solution saturée via le coefficient Ks
- Appareil mathématique de la loi de Henry-Dalton
- Stœchiométrie de la préparation de solutions à partir d'hydrates cristallins
- Recristallisation comme méthode de purification des substances solides pour éliminer les impuretés
- Analyse des graphiques de dépendance de la solubilité des sels en fonction de la température
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