Exercices — Dissolution, solubilité et miscibilité

1. La dissolution se déroule en trois étapes :

• la dissociation : les ions du solide se séparent les uns des autres ;
• la solvatation (ici l’hydratation) : chaque ion s’entoure de molécules d’eau ;
• la dispersion : les ions hydratés se répartissent dans tout le volume de la solution.

2. L’eau est une molécule polaire : le côté $\delta^-$ (l’oxygène) attire les cations et le côté $\delta^+$ (les hydrogènes) attire les anions. Ces attractions électrostatiques permettent d’arracher les ions au solide puis de les entourer.

3. L’équation de dissolution s’écrit :

$\text{NaCl(s)} \rightarrow \text{Na}^+\text{(aq)} + \text{Cl}^-\text{(aq)}$

Réflexe à retenir : « qui se ressemble se dissout » — un solvant polaire comme l’eau dissout bien les solides ioniques et les espèces polaires.

1. Chaque unité de solide libère un ion cuivre et un ion sulfate :

$\text{CuSO}_4\text{(s)} \rightarrow \text{Cu}^{2+}\text{(aq)} + \text{SO}_4^{2-}\text{(aq)}$

Charge : $0$ à gauche, $+2 - 2 = 0$ à droite ✓.

2. Attention à l’indice 2 : chaque unité libère deux ions chlorure :

$\text{CaCl}_2\text{(s)} \rightarrow \text{Ca}^{2+}\text{(aq)} + 2\,\text{Cl}^-\text{(aq)}$

Charge : $0$ à gauche, $+2 + 2 \times (-1) = 0$ à droite ✓.

Astuce de vérification : un solide ionique est électriquement neutre, donc la somme des charges des ions libérés doit toujours valoir zéro. Si ce n’est pas le cas, un coefficient a été oublié.

1. Comme à l’exercice précédent :

$\text{CaCl}_2\text{(s)} \rightarrow \text{Ca}^{2+}\text{(aq)} + 2\,\text{Cl}^-\text{(aq)}$

2. D’après l’équation, $0{,}10\ \text{mol}$ de solide libèrent $0{,}10\ \text{mol}$ d’ions $\text{Ca}^{2+}$ et $2 \times 0{,}10 = 0{,}20\ \text{mol}$ d’ions $\text{Cl}^-$. Avec $V = 0{,}500\ \text{L}$ :

$[\text{Ca}^{2+}] = \dfrac{0{,}10}{0{,}500} = 0{,}20\ \text{mol}\cdot\text{L}^{-1} \qquad [\text{Cl}^-] = \dfrac{0{,}20}{0{,}500} = 0{,}40\ \text{mol}\cdot\text{L}^{-1}$

Réflexe à retenir : les coefficients de l’équation de dissolution se retrouvent directement dans les concentrations — ici $[\text{Cl}^-] = 2\,[\text{Ca}^{2+}]$. C’est un excellent moyen de vérifier ton résultat.

1. La solubilité d’une espèce est la masse maximale de cette espèce que l’on peut dissoudre dans un litre de solvant. Au-delà, la solution est dite saturée.

2. Dans $V = 50\ \text{mL} = 0{,}050\ \text{L}$, la masse maximale dissoluble est :

$m_{max} = s \times V = 360 \times 0{,}050 = 18\ \text{g}$

Or $30\ \text{g} > 18\ \text{g}$ : on ne peut pas tout dissoudre, la solution sera saturée.

3. Seuls $18\ \text{g}$ se dissolvent ; il reste au fond :

$30 - 18 = 12\ \text{g}\ \text{de sel solide}$

Astuce : la solubilité est donnée « par litre » — commence toujours par la ramener au volume réel de l’expérience avant de comparer.

1. Un bon solvant d’extraction doit être :

• non miscible avec le solvant de départ (pour pouvoir séparer les deux phases) ;
• tel que l’espèce à extraire y soit beaucoup plus soluble que dans le solvant de départ.

2. Le cyclohexane remplit les deux conditions : il n’est pas miscible à l’eau, et le diiode, espèce apolaire, est beaucoup plus soluble dans le cyclohexane (solvant apolaire) que dans l’eau (solvant polaire) — « qui se ressemble se dissout ».

3. Les deux liquides ne se mélangent pas et se superposent selon leur masse volumique : le cyclohexane ($0{,}78\ \text{g}\cdot\text{mL}^{-1}$), moins dense que l’eau, forme la phase supérieure. Après agitation, le diiode est passé presque entièrement dans le cyclohexane : la phase du haut prend une teinte violette/rosée caractéristique, tandis que la phase aqueuse, en dessous, se décolore.

Réflexe à retenir : pour savoir quelle phase est au-dessus dans une ampoule à décanter, compare les masses volumiques — le liquide le moins dense flotte toujours sur l’autre.