\documentclass[10pt,a4paper]{article}

\usepackage{agrphy}

\title{LC 27 Solubilité}
\date{\today}

\begin{document}

\titre{MONNET Benjamin}{}{}{}



\subsection*{Niveau : L3}



\subsection*{Commentaires du jury}




\subsection*{Bibliographie}
\begin{tabular}{@{\livre}p{0.48\linewidth} @{\ $\longrightarrow$ \ }p{0.48\linewidth}}
\textit{Nom du bouquin}, \textbf{auteur}\footnotemark  & A quoi ser ce livre ? \\ 
\end{tabular}

\noindent
\begin{minipage}[t]{0.48\linewidth}



\subsection*{Prérequis}
\begin{itemize}[label=\ding{226}]
 \item Quotient réactionnel
 \item Tableau d'avancement
\end{itemize}
\end{minipage}
\begin{minipage}[t]{0.48\linewidth}
\subsection*{Expériences}
	\begin{itemize}[label=\Coffeecup]
	\item  
	\end{itemize}
\end{minipage}



\tableofcontents
\pagebreak




\section*{Introduction}
Dans les conduits, on sait que le tartre se déposse et représente un problème. Comment un solide peut-il se former dans un liquide ?

\experience{Dissolution de NaCl}{}{}{
Préparer une solution de NaCl saturée puis filtrée puis une solution d'eau. On rajoute dans l'eau rien n'apparait avant un moment mais dans la solution où on en a déjà mis beaucoup, un solide apparait !

Faire avec AgCl : on sature vite.
}

On remarque la présence d'un seuil qui dépend du solide ! On va esssayer de l'expliquer.

\section{Solubilité et produit de solubilité}
\subsection{Solubilité}
La solubilité d'un corps est la quantité maximale n de ce corps (sous toutes ses formes) qu'il y a dans un volume V d'un solvant \textbf{pur} donné :

\[
s=\frac{n}{V}
\]

avec s en mol/L, n en mol et V en litre. Par exemple pour le NaCl dans l'eau, on a donc $s=[Cl^-]=[Na^+]$ si on considère de l'eau pure au départ.

On peut parfois préférer exprimer cela en masse dissoute :

\[
t=m_V
\]

Dans notre exemple, on a dissout NaCl dans de l'eau mais on pourrait utiliser un solvant organique et parler alors de solubilité d'un gaz ou d'un liquide.

\subsection{Produit de solubilité}
Reprenons l'exemple du sel NaCl. La réaction associé à sa dissolution est :
\[
\mathrm{NaCl}_{s} = Na^+ + Cl^-
\]

Le produit de solubilité $K_s$ est définit alors par :

\[
K_s=\frac{a(Na^+)a(Cl^-)}{a(NaCl)}=\frac{[Na^+][Cl^-]}{(c^o)^2}
\]

On définit aussi le pKs par commodité comme $pKs=-\mathrm{log}Ks$. Si on par donc d'eau pure, on peut écrire avec ce que l'on a dit précédement :

\[
Ks=s^2
\]

Il est alors possible de remontrer à la solubilité d'un composé ainsi qu'à son produit de solubilité.

\experience{Mesure du produit de solubilité de NaCl}{Mesplède}{}{
On filtre une solution de NaCl saturée, on dilue puis on mesure la conductivité et on peut donc remonter au produit de solubilité.
}

On a vu ici que le cas d'un solide mais on peut aussi considérer le cas d'un gaz :

\[
CO_{2(g)}=CO_{2(aq)}
\]

On aurait alors $Ks= \frac{[CO_{2(aq)}]}{P(CO_2)}$. Nous nous intéresserons dans la suite uniquement à des composés ioniques comme NaCl.

La valeur des produits de solubilités varit sur de grandes plages (pour NaCl, le Ks est de 36) :

\begin{center}
\includegraphics[scale=0.5]{Ks.PNG}
\end{center}

\subsection{Condition d'existence}
L'équilibre qui a été écrit auparavant :
\[
\mathrm{NaCl}_{s} = Na^+ + Cl^-
\]

N'a de sens que si le solide NaCl est présent. S'il n'est pas présent c'est que l'on a $Q=[Na^+][Cl^-] < Ks $ et que le solide ne peut pas se dissoudre pour donner plus d'ions vu qu'il n'y en a plus. On peut donc conclure sur :

\begin{itemize}
 \item Si $Q<Ks$ : les concentrations sont inférieures à la solubilité et il n'y a pas de solide
 \item Si $Q=Ks$, le solide apparait
 \item Si $Q > Ks$, la réaction a lieu dans le sens indirect, produisant ainsi du solide
\end{itemize}

On peut donc tracé un diagramme d'existence de NaCl :

\begin{center}
\includegraphics[scale=1]{Existence.pdf}
\end{center}

\section{Facteur d'influence de la solubilité}
\subsection{Effet d'ions communs}
Nous avons ici toujours commencé d'une solution d'eau pure. Considérons cette fois le cas où il y a déjà une concentration $c_0$ de $Cl^-$ dans la solution. le tableau d'avancement s'écrit donc :

\bigbreak
$\begin{array}{|c|c|c|}
\hline
\multicolumn{1}{|c!{\makebox[0pt]{$\leftrightharpoons$}}}{\mathrm{NaCl}_(s)}
&
\multicolumn{1}{c!{\makebox[0pt]{+}}}{\mathrm{Na}^+_{(aq)}}
&
\mathrm{Cl}^-_{(aq)}
\\
\hline
Excès & 0 & c_0\\\hline
Excès & s & s+c_0 \\\hline
\end{array}$
\bigbreak

Donc à l'équilibre : $Q=K=s(s+c_0)$ donc $s=\frac{-c_0+\sqrt{c_0^2+4Ks}}{2}$. 

Afin d'avoir un effet remarquable prenons pour exemple AgCl. Dans de l'eau pure, on trouve $s=\sqrt{Ks}=1,33.10^{-5}$mol/L. Avec une concentration $c_0=0.01$ mol/L de Cl$^-$ avant introduction du solide, on trouve $s=1,78.10^{-8}$ mol/L soit 1000 fois moins !

On peut donc conclure que l'effet d'ions communs diminue la solubilité d'un solide ionique.

\subsection{Température}
\url{https://www.youtube.com/watch?v=NzOAUzteNaw}

Le but est ici d'observer une variation de solubilité avec la température.

\experience{Pluie d'or}{JFLM}{5 min}{
\underline{Matériel} :
\begin{itemize}
 \item Tube à essais
 \item 2 pipettes draduées de 1 mL
 \item Nitrate de plomb à 2.58\%
 \item Iodure de potassium à 2.5\%
 \item Glace

\underline{Méthode} : dans le tube à essai, on mélange 0.5mL de la solution de nitrate de plomb avec autant d'iodure de potassium. Il se forme PbI$_2$ jaune. On ajoute 12.5mL d'eau. On chauffe le tube jusqu'à ébullition (mettre dans de l'eau dans une bouilloire). Le solide se dissous complètement. On refroidit dans la glace, le solide réapparait. 
 
\end{itemize}
}

La réaction ayant lieu est :

\[
Pb^{2+}+ 2 I^- = PbI_2
\]

On a vu que pour ce solide, la solubilité était plus grande à chaud qu'à froid. C'est le cas pour la plupart des solides, mais pas tous.

\subsection{Le pH}

On va montrer l'influence du pH sur le complexe Al(OH)$_3$.

\experience{Complexe d'Aluminium}{FJLM p109, Fosset p884}{}{
Deux manières de le faire :
\begin{itemize}
 \item Avec un titrage bien prore et repérer les équivalences
 \item En repérant le pH d'apparition du solide (c'est si manque de temps ça)
\end{itemize}
}

On observe ici deux réactions :
\begin{itemize}
 \item Dans un premier temps $Al^{3+} + 3 HO^- = Al(OH)_3$. C'est la formation du complexe. On peut déduire le Ks.
 \item Dissolution du complexe $Al(OH)_3 + HO^- = Al(OH)_4^-$
\end{itemize}

On peut résumer la situation sur le schéma suivant :

\begin{center}
\includegraphics[scale=1]{Alu.pdf}
\end{center}

\section*{Questions}
\textbf{Question sur l'effet d'ions communs: (la manip de NaCl
saturée avec des ions Cl- n’ayant pas marchée) sur pourquoi ça n’avait pas marché, comment aurait-on pu faire,
quelles conditions choisir pour être sûr que ça marche ?}

\bigbreak
\textbf{Les domaines de prédominance des acides: Quand
peut-on considérer qu’une espèce est prédominante ? À quel pH cela correspond-il (autour du pKa) ?}

\bigbreak
\textbf{Influence de la température au niveau microscopique ?}

\bigbreak
\textbf{D’où vient
le fait que la solubilité augmente ou diminue parfois avec la température ? Existe-t-il une loi pour décrire ce genre
d’évolution ?}

\bigbreak
\textbf{L’activité d’un solide est-elle toujours 1 ?}

\bigbreak
\textbf{Un élève plonge l’électrode au calomel dans une solution
d’Ag+, comment nettoyer l’électrode ?}

\bigbreak
\textbf{Le sucre est-il plus ou moins soluble que le sel ? Formule brute du glucose ? OdG de la solubilité du glucose à froid ? à chaud ? Peut-on toujours considérer l’eau comme un solvant et le sucre
comme un soluté ?}

\bigbreak
\textbf{Comment expliquer à un élève que le système va évoluer jusqu’au Ks ?}

\bigbreak
\textbf{Sur quel principe repose la purification par recristallisation ?}

\bigbreak
\textbf{Expliquer à quelle étape
intervient le moment dipolaire du solvant dans la dissolution. Expliquer à quelle étape intervient la permittivité
relative du solvant. Existe-t-il d’autres façons de catégoriser les solvants ?}

\bigbreak
\textbf{Y a t-il une utilisation des solutions
saturées en chimie ?}

\bigbreak
\textbf{Différence entre précipité et cristal ?}
(L’un est amorphe, l’autre non.) Vraiment amorphe ? (Non, microcristallin : localement organisé.)
\bigbreak
\textbf{Méthodes pour titrer les
ions chlorures ?}
Mohr, Charpentier-Vollhardt, Fajans
\bigbreak
\textbf{Couleur de I2 dans l’eau VS dans le cyclohexane ?}
solvatochromie
\bigbreak
\textbf{Évolution de la solubilité des X2 dans
l’eau ?}
augmente de F2 à I2 : polarisabilité augmente
\bigbreak
\textbf{Dépendance de la solubilité des gaz avec la température ?}
diminue quand T augmente
\bigbreak
\textbf{Exemple de solide plus soluble à froid ?}
Calcaire
\bigbreak
\textbf{Expérimentalement, on ne retrouve pas la valeur tabulée d'un produit de solubilité, explications ?}
Température, force ionique, présence d'autres ions.
\bigbreak
\textbf{Etapes de la dissolution des composés ioniques ?}
Dislocation du cristal: cassure des liaisons électrostatiques entre ions de charges opposées (endothermique)\\
Solvatation (polarité du solvant, création de liaisons entre le solvant et les ions, exothermique) et dispersion (permittivité du solvant)\\
Diffusion
\bigbreak
\textbf{Donner quelques exemples d'équilibres chimiques dans la nature.}
Dissolution du sel dans l'eau, échanges gazeux au niveau des alvéoles pulmonaires, transtions de phase.
\bigbreak
\textbf{Procédé physico-chimique qui implique la mise en suspension de particules colloïdales ?}

\bigbreak
\textbf{Sérum phy: intérêt ? Pourquoi on ne se rince pas les yeux avec de l'eau distillée ?}
Permet d'éviter l'osmose (qui se produirait si on rinçait avec de l'eau pure: cellules pas à l'équilibre donc explosion)\\
Sérum riche en ions (effet d'ions communs: diminution de la solubilité)
\bigbreak
\textbf{Situation de TP où il ne faut pas utiliser de sérum phy en cas d'accident ?}
Si nitrate d'argent: précipitation de AgCl.
\bigbreak
\textbf{Précautions pour le retraitement des déchets issus des exp ?}

\bigbreak
\textbf{Solubilité sulfate d'argent et chlorure de sodium: comparaison des Ks donne assez d'infos ?}
Non car Ks = donnée thermo\\
Attention à la stoechiométrie
\bigbreak
\textbf{Grandeurs thermo associée aux liaisons intermoléculaires ?}
Enthalpie, et prendre aussi en compte l'entropie
\bigbreak
\textbf{Différence solution/mélange ?}
Solution: quelques molécules de soluté dans beaucoup beaucoup de solvant\\
Mélange: à peu près les mêmes quantités.
\bigbreak
\textbf{Ex de solide ionique très soluble dans l'eau ?}
Le sucre: beaucoup de groupements hydroxyles donc liaisons H dans l'eau. 
\bigbreak
\textbf{Influence de la température ?}
Solide: solubilité augmente avec la température\\
Contre-ex: le tartre (car lié à la dissolution du CO2 gazeux dans l'eau)
Gaz: solubilité diminue avec la température\\
\bigbreak
\textbf{Lien entre actiité et concentration ?}
Coefficient d'activité
\bigbreak
\textbf{Situation de la leçon ?}
Première année, deuxième semestre (après dosages AB)
\bigbreak
\textbf{Qu'est-ce qui est spécifique aux réactions de solubilisation ?}
Limite d'existence du solide
\bigbreak
\textbf{Autre paramètre qui influence la solubilité ?}
Réaction de complexation (ex: complexation de Cu par EDTA)

\section*{Remarques}
\begin{itemize}
 \item
\end{itemize}




\end{document}
