La solubilité d'un soluté dans un solvant est principalement déterminée par la nature du soluté et du solvant, la température et la pression:

• Le principe "semblable dissout semblable" suggère que les solutés polaires ont tendance à se dissoudre dans les solvants polaires, tandis que les solutés non polaires sont plus solubles dans les solvants non polaires.
• La température augmente généralement la solubilité des solides et des liquides, mais peut la diminuer pour les gaz.
• La pression a un impact significatif sur la solubilité des gaz, les pressions plus élevées conduisant généralement à une solubilité plus élevée selon la loi de Henry.
• De plus, la présence d'autres solutés peut affecter la solubilité par un effet ion commun ou en modifiant la constante diélectrique du solvant.

La fraction molaire d'un composant dans une solution est calculée en divisant les moles de ce composant par le total des moles de tous les composants dans la solution. Cela permet de mesurer la proportion des moles contribuées par un composant spécifique.

Les électrolytes sont des substances qui, lorsqu'elles sont dissoutes dans un solvant, produisent des ions et conduisent l'électricité. Ils diffèrent des non-électrolytes, qui ne s'ionisent pas en solution et ne conduisent pas l'électricité.

Un électrolyte fort est un composé qui se dissocie complètement en ions lorsqu'il est dissous dans l'eau, ce qui donne une solution qui conduit très bien l'électricité en raison de la concentration élevée en ions. En revanche, un électrolyte faible se dissocie seulement partiellement en ions dans la solution, ce qui en fait un conducteur d'électricité médiocre par rapport aux électrolytes forts.

Les réactions de précipitation se produisent lorsque deux réactifs solubles produisent un produit insoluble, appelé précipité. Pour prédire si une réaction de précipitation se produira, les chimistes utilisent généralement les règles de solubilité, un ensemble de directives qui indiquent la solubilité de divers composés. Ces règles indiquent que la plupart des sels de nitrate (NO₃^-), la plupart des sels d'ions métalliques alcalins et l'ammonium (NH₄⁺) sont solubles. Les composés contenant des halogénures (Cl^-, Br^-, I^-) sont généralement solubles, sauf lorsqu'ils sont associés à Ag⁺, Pb²⁺ et Hg₂²⁺. Les sulfates (SO₄^2-) sont solubles, sauf exceptions telles que BaSO₄, PbSO₄ et CaSO₄. Les carbonates (CO₃^2-), les phosphates (PO₄^3-), les sulfures (S^2-) et les hydroxydes (OH^-) sont généralement insolubles, sauf exceptions telles que leurs sels avec les métaux alcalins et NH₄⁺. Si deux réactifs peuvent former un produit qui tombe dans la catégorie des insolubles, une réaction de précipitation est susceptible de se produire.

La force ionique est une mesure de la concentration des ions dans une solution, en tenant compte à la fois du nombre d'ions et de leurs charges. C'est crucial car cela tient compte de l'effet global des ions sur les propriétés et les réactions de la solution.

Molalité est une mesure de la concentration d'un soluté dans une solution définie comme le nombre de moles de soluté par kilogramme de solvant, souvent utilisée dans des situations où des changements de température se produisent car elle n'est pas affectée par les changements de volume en raison de sa dépendance à la masse. En revanche, la molarité est le nombre de moles de soluté par litre de solution, ce qui le rend dépendant du volume et sensible à la température, car le volume peut se dilater ou se contracter avec la température.

La molarité est généralement utilisée dans les laboratoires pour la préparation de solutions étalons et dans les réactions se produisant en milieu aqueux à température constante, tandis que la molalité est préférée dans les scénarios impliquant une élévation du point d'ébullition et une dépression du point de congélation, car elle fournit des résultats plus précis lorsque la température et le volume peuvent varier.

Pour préparer une solution diluée à partir d'une solution concentrée, suivez ces étapes :

1. Commencez par calculer le volume de solution concentrée nécessaire en utilisant l'équation de dilution C₁V₁ = C₂V₂, où C₁ et C₂ sont les concentrations de la solution concentrée et diluée respectivement, et V₁ et V₂ sont les volumes de la solution concentrée et de la solution finale.
2. Mesurez le volume calculé de la solution concentrée à l'aide d'un équipement de laboratoire approprié tel qu'une pipette pour une meilleure précision.
3. Transférez la solution concentrée dans une fiole volumétrique ou un cylindre gradué.
4. Ajoutez un solvant - généralement de l'eau pour les solutions aqueuses - à la fiole jusqu'à ce qu'il atteigne le volume final souhaité, obtenant ainsi la concentration finale requise.
5. Mélangez soigneusement la solution en retournant la fiole plusieurs fois ou en mélangeant avec une baguette en verre pour assurer l'homogénéité de la solution diluée.

Une équation ionique nette se concentre uniquement sur les espèces directement impliquées dans la réaction, en excluant les ions spectateurs. Elle simplifie la représentation du changement chimique, mettant en évidence les composants essentiels.

La constante du produit de solubilité (K_sp) est une constante d'

Elle indique dans quelle mesure un composé se dissoudra dans une solution, et elle est essentielle pour préd

ire si un précipité se formera lors d'une réaction.

Lorsque le produit des concentrations d'ions dans une solution dépasse K_sp, la solution est sursaturée et la précipitation est susceptible de se produire car les ions en excès se combinent pour former le composé insoluble.

Cela fait de K_sp un outil précieux pour les chimistes afin d'anticiper et de contrôler la précipitation dans divers processus chimiques.

Un point d'équivalence dans une titration est le moment où la quantité de titrant ajoutée est stoechiométriquement équivalente à la quantité de substance présente dans l'échantillon. Cela signifie que les réactifs ont réagi dans leurs proportions exactes selon l'équation chimique équilibrée, sans excès de l'un ou l'autre réactif.

Il est généralement déterminé en utilisant un indicateur qui change de couleur à un pH spécifique ou en utilisant un pH-mètre pour détecter un changement soudain du pH de la solution, correspondant à l'achèvement de la réaction.

La molarité est calculée en divisant les moles de soluté par le volume de la solution en litres, tandis que la molalité est calculée en divisant les moles de soluté par la masse du solvant en kilogrammes. La molarité est en moles par litre (mol/L), et la molalité est en moles par kilogramme (mol/kg).

Comprendre la différence entre la molarité et la molalité est crucial dans les calculs des propriétés colligatives car ces propriétés dépendent du nombre de particules soluté dans une solution, et non de leur identité. La molarité (M) est une concentration exprimée en moles de soluté par litre de solution, qui peut varier avec la température en raison de l'expansion ou de la contraction de la solution. En revanche, la molalité (m) est une mesure de concentration en moles de soluté par kilogramme de solvant et reste inchangée par les variations de température. Pour les réactions sensibles à la température, la molalité est préférée pour déterminer les propriétés colligatives telles que l'élévation du point d'ébullition et la dépression du point de congélation.

La relation entre les moles et le volume d'une solution peut être exprimée à l'aide de la formule de la molarité :

Le rôle des indicateurs dans les titrages acido-basiques est de fournir un signal visuel, généralement un changement de couleur, pour identifier le point final de la titration. Les indicateurs sont choisis en fonction de leur plage de transition de pH, qui devrait coïncider avec le pH auquel la réaction entre l'acide et la base est stœchiométriquement équivalente. Le choix correct d'un indicateur garantit que le changement de couleur se produira au point d'équivalence, permettant ainsi à l'expérimentateur de déterminer avec précision quand la titration est terminée.

La formule pour la dilution est M₁ V₁ = M₂ V₂​, où M₁ et V₁​ sont respectivement la concentration initiale et le volume, et M₂ et V₂ sont respectivement la concentration finale et le volume. Cette formule garantit la conservation des moles de soluté avant et après la dilution. Elle est couramment utilisée pour calculer le volume ou la concentration nécessaire lors de la dilution d'une solution pour obtenir une concentration désirée.

Pour calculer le pH à différents points dans une titration acide-base, vous devez comprendre la nature de la courbe de titration et de la réaction se produisant entre l'acide et la base. Initialement, le pH peut être calculé à partir de la concentration de l'acide ou de la base avant l'ajout de tout titrant. À mesure que la titration progresse, le pH change en fonction de la stœchiométrie de la réaction de neutralisation.

À l'équivalence, où les moles d'acide équivalent aux moles de base, le pH dépend de la nature du sel formé dans la réaction. Au-delà du point d'équivalence, le titrant en excès détermine le pH.

Tout au long du processus, vous pouvez utiliser l'équation de Henderson-Hasselbalch pour les régions tampons ou, pour les titrations acide-base forte, simplement calculer le pH à partir des concentrations d'ions H3O+ ou OH- en excès, en tenant compte du facteur de dilution introduit par le volume du titrant.

Un solution tampon est un système qui résiste aux changements de pH lors de l'ajout de petites quantités d'acide ou de base. Il est composé d'un acide faible et de sa base conjuguée, ou d'une base faible et de son acide conjugué. L'importance des solutions tampons dans les titrages réside dans leur capacité à maintenir un pH relativement constant près du point d'équivalence, ce qui est crucial pour la détermination précise du point final.

Pendant les titrages, des changements drastiques de pH peuvent se produire avec l'ajout de seulement quelques gouttes de titrant près du point d'équivalence. Les tampons aident à atténuer ces changements, permettant des transitions plus douces et une détection plus précise du point final du titrage, ce qui conduit à des résultats analytiques plus précis.

Pour calculer la concentration d'une solution inconnue dans une titration acido-basique :

1. Ecrire l'équation équilibrée.
2. Déterminer le rapport molaire entre l'acide et la base.
3. Enregistrer le volume et la concentration du titrant (la solution de concentration connue).
4. Identifier le volume du point d'équivalence.
5. Calculer les moles de titrant.
6. Utiliser le rapport molaire pour trouver les moles de l'inconnu.
7. Diviser les moles de l'inconnu par le volume de la solution pour obtenir la concentration.