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Une solution saturée est une solution qui n’admet pas la dissolution de plus de soluté. En d’autres termes, il s’agit d’une solution dans laquelle la concentration maximale de soluté pouvant être dissoute dans ce solvant particulier et à une pression et une température particulières a déjà été atteinte. Ce sont des solutions dans lesquelles l’équilibre de solubilité a été établi entre le soluté dissous dans le solvant et le soluté à l’état solide au fond du récipient, à l’état liquide soit au-dessus ou au-dessous du solvant (selon les densités) ou en un état gazeux.
équilibre de solubilité
Comme nous venons de le mentionner, une solution est saturée lorsque l’équilibre de solubilité est atteint. Dans le cas le plus simple, cet équilibre peut être représenté par l’équation chimique suivante :
Où S représente un soluté moléculaire (qui ne se dissocie pas) et les indices indiquent s’il est pur et à l’état solide, ou s’il est dissous (ac signifie en solution aqueuse, bien qu’il puisse être dans n’importe quel autre solvant).
Lorsque vous avez des solvants moléculaires comme dans ce cas, pour obtenir une solution saturée et que l’équilibre puisse être établi, il faut que la concentration du soluté dans la solution soit égale à la constante d’équilibre, Ks, et qu’il reste encore du soluté .à l’état solide non dissous.
Dans le cas de solutés ioniques tels que les sels, la réaction générale ressemble à ceci :
où K ps est la constante du produit de solubilité, [M m+ ] eq représente la concentration molaire du cation M m+ dans la solution saturée et [A n- ] eq représente la concentration molaire de A n- dans la solution saturée.
Dans ce cas, la condition qui définit la solution saturée est que le produit des concentrations des ions en solution (M m+ et A n- ) portés à leurs coefficients stoechiométriques respectifs (nym) doit être égal à la constante du produit de solubilité. Si le résultat est supérieur à K ps , la solution est sursaturée, et s’il est inférieur, elle est insaturée.
L’équilibre de la solution saturée est dynamique.
Lorsqu’une solution saturée est atteinte, il apparaît que le soluté ne se dissout plus dans le solvant et que le processus de dissolution s’est arrêté. Cependant, ce n’est pas exactement le cas. En fait, comme dans la plupart des équilibres chimiques, l’équilibre de solubilité n’est pas un équilibre statique mais un équilibre dynamique, dans lequel la réaction directe (dissolution de plus de soluté) et la réaction inverse (précipitation du soluté de la solution) se produisent en même temps. taux. Pour cette raison, aucun changement n’est noté ni dans la quantité nette de soluté solide ni dans la concentration du soluté dans la solution.
Façons d’obtenir une solution saturée
Il existe trois méthodes de base pour obtenir des solutions saturées :
- Ajouter du soluté jusqu’à ce qu’il ne se dissolve plus , quelle que soit la vigueur avec laquelle la solution est secouée. C’est la méthode la plus simple, même si elle peut parfois être très fastidieuse car il existe des solutés qui se dissolvent très lentement.
- La deuxième façon est de partir d’une solution insaturée et de commencer à évaporer le solvant . Au fur et à mesure que le volume total de la solution diminue sans perte de soluté, la concentration du soluté augmentera jusqu’à ce que la concentration maximale (ou solubilité) soit atteinte. À ce moment, le soluté commencera à précipiter et à partir de là, vous aurez une solution saturée.
- Une autre méthode consiste à dissoudre plus de soluté que le solvant ne peut en supporter par chauffage . En laissant refroidir cette solution , on obtiendra une solution sursaturée. Pour cette raison, toute perturbation, d’une vibration à l’ensemencement d’un petit cristal à la surface de la solution, déclenchera immédiatement la précipitation d’un excès de soluté. Ces précipitations cesseront dès que le niveau de saturation sera atteint.
Il existe une quatrième voie pour obtenir des solutions saturées à partir de solutions insaturées qui consiste à modifier progressivement le milieu ou le solvant pour diminuer la solubilité du soluté. Cela peut être accompli en ajoutant un solvant organique, en modifiant le pH et d’autres manières également.
Facteurs affectant l’équilibre de solubilité et les solutions saturées
La nature du soluté et du solvant
Chaque composé chimique a sa solubilité dans chaque type de solvant. Par exemple, le sucre est beaucoup plus soluble que le sel dans l’eau, il sera donc toujours plus facile de saturer une solution avec du sel qu’avec du sucre. Il existe également des cas où il est impossible d’obtenir une solution saturée. C’est le cas des solutés miscibles au solvant, comme les solutions d’alcool éthylique et d’eau, qui peuvent être mélangées en toute proportion.
La température
Comme on vient de le voir, la température joue un rôle important dans les solutions saturées, car une augmentation de la température peut augmenter la solubilité du soluté, dissoudre tout soluté solide et transformer une solution saturée en une solution insaturée.
D’autre part, l’effet de la température sur la solubilité des gaz est tout le contraire. Au lieu d’augmenter sa solubilité, les hautes températures la diminuent. Preuve en est le cas des boissons gazeuses. Ceux-ci perdent la plupart de leurs gaz avec l’augmentation de la température.
pH
Dans les cas où le soluté a des propriétés acido-basiques, le pH peut jouer un rôle très important dans la détermination de sa solubilité. En général, toute réaction qui aide à ioniser davantage le soluté augmentera sa solubilité, ce qui peut transformer une solution saturée en une solution insaturée.
Par exemple, si le soluté est un acide faible tel que l’acide benzoïque et que vous avez une solution saturée, l’ajout d’hydroxyde de sodium qui réagit avec ledit acide et l’ionise aidera à dissoudre davantage de soluté dans la solution.
La pression
La pression affecte le plus les solutés gazeux. Une forte augmentation de la pression des gaz au-dessus d’une solution peut forcer le gaz à se dissoudre en plus grande quantité dans le solvant. Cela équivaudrait à augmenter la température des solutés solides. Dans le cas des gaz, tant que la solution et le gaz sont confinés dans un récipient scellé, quelle que soit la pression, la solution finira toujours par être saturée de gaz si on lui laisse suffisamment de temps.
effet ionique commun
L’ion commun représente un effet similaire à celui du pH. Lorsque l’on souhaite dissoudre un soluté ionique dans une solution, il va se dissocier et produire une certaine concentration de ses ions respectifs. Si nous essayons de dissoudre le même soluté ionique dans une solution qui contient déjà une partie de l’un de ses ions, il sera plus difficile de le dissoudre que si nous le faisions dans le solvant pur. C’est ce qu’on appelle l’effet ionique commun et il est plus facile de saturer les solutions.
Exemples de solutions saturées
Boissons gazeuses scellées
Toutes les boissons gazeuses, les sodas et les bières gazeuses sont des solutions saturées de dioxyde de carbone dans l’eau tant que la bouteille ou la canette est complètement scellée.
Au moment où la bouteille est débouchée, l’équilibre est perdu et la solution devient soudainement une solution sursaturée, de sorte que les gaz commencent à bouillonner et à s’échapper.
L’eau au bord de la mer morte
La mer Morte est l’un des lacs les plus salés de la planète et sur le rivage, vous pouvez voir la cristallisation du sel provenant de l’eau du lac. Cela signifie que, dans certaines parties, l’eau a été emprisonnée dans de petites flaques qui, lorsqu’elles s’évaporent, se saturent de sel et commencent à se précipiter.
certains types de miel
Certains types de miel sont plus concentrés que d’autres, et dans certains cas, ils sont tellement concentrés que les sucres qu’ils contiennent commencent à cristalliser dans la bouteille.
Cela montre que la solution était à l’origine sursaturée et qu’après cristallisation, elle est devenue une solution saturée.
Les références
Brown, T. (2021). Chimie: Le Centre des Sciences. (11e éd.). Londres, Angleterre : Pearson Education.
Chang, R., Manzo, Á. R., Lopez, PS et Herranz, ZR (2020). Chimie (10e éd.). New York, NY : MCGRAW-HILL.
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Miel et température (nd) Extrait de https://www.latiendadelapicultor.com/blog/la-miel-y-la-temperatura/
