Dissolution d'un solide ionique dans un solvant polaire

Si on met en contact un solide ionique avec un solvant polaire, celui-ci est susceptible de progressivement le dissoudre. Par exemple, du chlorure de sodium versé dans de l’eau : la partie de cette molécule chargée négativement va interagir par les ions sodium et la partie positive avec les ions chlorure .

Ces ions vont être détachés du cristal, car attirés par les molécules d’eau. Ils sont alors désormais libres dans la solution. Ils conserveront des molécules d’eau dans leur environnement proche, ce qui les empêchera de reformer le cristal. Ils ont été solvatés. On parle aussi d’hydratation si le solvant est l’eau.

Le cristal va se dissocier, ce qui correspond macroscopiquement à sa dissolution. La solution s’enrichit en ions ; c’est une solution ionique. Le solide ionique est globalement neutre. Il en est de même pour une solution ionique. Elle va contenir autant de charges positives que de charges négatives. Cela constitue son électroneutralité.

Une dissolution ne se produit pas avec tous les solvants. De manière générale, lorsqu’un solvant n’est pas polaire, la dissolution d’un solide ionique est impossible. En effet, dans l’exemple, on a vu que les molécules d’eau pouvaient solvater les ions du cristal grâce à leur charges partielles. Un solvant apolaire n’aurait rien donné : le sel de cuisine n’est pas soluble dans du cyclohexane par exemple.

Afin de traduire la transformation observée lors d’une dissolution, on est amené à écrire l’équation de dissolution. Dans l’exemple du sel de cuisine :
NB : (s) pour solide, (aq) pour aqueux.

Lorsque des coefficients interviennent, on a :



Deux lois de conservation seront à respecter : la conservation de la neutralité électrique globale et la conservation des éléments chimiques.

Attention : certains solides ioniques contiennent des molécules d’eau dans leur structure cristalline. Par exemple, le sulfate de cuivre est de couleur bleue car il est pentahydraté : il se note . Ces molécules d’eau n’interviennent pas dans l’écriture de la réaction de dissolution, mais sont à prendre en compte dans le calcul de la masse molaire du sulfate de cuivre. Un solide ionique sans ces molécules d’eau est dit anhydre.

n est le nombre de mole et V le volume en litre. La concentration molaire c est en mole par litre (mol/L).

Pour une d’une espèce chimique X, elle est également notée .

Pour passer de la concentration massique à la concentration molaire, il faut déterminer la masse molaire M de l’espèce chimique et employer la relation .

La masse m s’exprime en kilogramme, le volume V en litre, et la masse volumique en kg/L. Ce genre de calcul est pertinent pour des solutions concentrées. En effet, dans ce cas, les masses volumiques du solvant et de la solution ne sont pas plus exactement les mêmes.

Si on dissout une masse de sel trop importante dans de l’eau, tout le chlorure de sodium ne se dissoudra pas, même en agitant vigoureusement. Il restera du sel au fond du récipient. On dit que la solution est saturée.

Pour un solvant donné, la solubilité dépend de la température. Pour le chlorure de sodium dissous dans l’eau, elle est de 357 g/L à 0°C, reste stable à 25 °C, puis augmente avec la température. Elle est de 391 g/L à 100 °C.

A température fixée, le choix du solvant influe sur la solubilité d’un soluté. Ainsi, nous avons vu qu’elle est de 357 g/L à 25°C pour le chlorure de sodium dans l’eau, alors qu’elle n’est que de 17,7 g/L pour le même soluté dans le méthanol.