deux interogations sur les hydrates

[mach3]

Bonjour à tous,

Deux petits questionnements indépendants l'un de l'autre au sujet des hydrates.

Le premier concerne les hydrates d'acide, c'est à dire des solides de formules AH.H₂O par exemple, et au droit qu'on aurait de les appeler sels d'hydronium. En effet en réfléchissant à l'analogie eau/ammoniac et hydronium/ammonium, quand un acide cristallise avec l'ammoniac, on dit qu'il forme un sel d'ammonium et non un "ammoniate" (néologisme désignant un cocristal entre AH et l'ammoniac, à l'instar des hydrates pour l'eau). Donc pourquoi pas sel d'hydronium au lieu d'hydrate? Je pense que la différence de terminologie réside dans la force de l'acide relativement à l'eau ou à l'ammoniac (y-a-t-il formation d'un sel ou non, à savoir échange de proton). Dans ce cas les hydrates d'acides fort devraient logiquement se nommer sels d'hydronium. Qu'en pensez-vous?

Le deuxième questionnement concerne les produits de solubilités appliqués aux hydrates.

L'équilibre de cristallisation d'un composé A est :

A(solv) <--> A(s) et on note son produit de solubilité Ks = [A]

L'équilibre de cristallisation d'un hydrate de A est :

A + nH₂O <--> A.nH₂O et on note son produit de solubilité Ks'= quoi??

en effet la concentration de l'eau est prise égale à 1 en chimie des solutions et donc on aurait Ks' = [A]. Ce qui signifie qu'on ne peut jamais avoir A solide et son hydrate simultanément en équilibre avec une solution (sauf si Ks=Ks'), or en réalité cet équilibre peut exister et spécialement si A est un acide ou une base : selon le pH l'hydrate peut se voir destabiliser au profit de l'anhydre. Comment les hydrates sont ils pris en compte en chimie des solutions. Est-ce que l'équilibre ternaire hydrate-anhydre-solution est hors de son champ de validité??

merci d'avance

m@ch3
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[mach3]

un petit up au cas où... mais ça n'a pas l'air d'inspirer grand monde

m@ch3

[mach3]

un ptit "up" tardif au cas où j'aurais plus de succès qu'il y a deux mois

le deuxième questionnement me retrotte dans la tête...

m@ch3

[moco]

J'ai un peu de peine à comprendre ta question.
Les produits de solubilité n'ont de sens que pour des substances peu solubles. On ne désigne jamais de produit de solubilité pour des substances dont la solubilité est de l'ordre de 0.001 M et davantage.
En effet, le produit de solubilité doit se calculer à l'aide des activités, et non des concentrations. Ces deux notions sont égales si les concentrations sont très faibles. Mais l'activité est la concentration en nombre de moles divisé par le volume de l'eau libre, non fixée autour des molécules et ions de la solution. Or on est dans l'incapacité de calculer l'activité d'une solution plus concentrée que 0.01 M. Il existe des approximations pour des solutions environ 0.1 M, mais pas plus.
Or les acides courants sont en général très solubles dans l'eau. Leur activité est très différente de la concentration. Exemple : L'acide sulfurique 0.1 M a une activité de 0.0251 M. L'acide HCl 0,1 M a une activité de 0.08 M.
D'autre part, les acides courants ne font pas d'hydrates comme tu le dis, sauf à très basse température. Alors pourquoi se poser la question ?
Enfin, les produits de solubilité des hydrates (qui te préoccupent, si je te comprends bien) ne dépendent pas de la présence ou non de molécules d'eau de cristallisation, puisqu'il s'agit de moles.
J'aimerais bien comprendre où tu veux en venir avec cette question.

[A voir en vidéo sur Futura]

[mach3]

D'autre part, les acides courants ne font pas d'hydrates comme tu le dis, sauf à très basse température. Alors pourquoi se poser la question ?
Enfin, les produits de solubilité des hydrates (qui te préoccupent, si je te comprends bien) ne dépendent pas de la présence ou non de molécules d'eau de cristallisation, puisqu'il s'agit de moles.

eh bien justement je travaille sur un acide quasiment insoluble dans l'eau (et son hydrate est encore plus insoluble : moins de 0,008M), donc l'approximation tiens presque. Ceci dit il est vrai qu'en milieu basique cette solubilité monte en flèche et donc du coup on sort du cadre de l'approximation, donc pas de problème en fin de compte.

néanmoins ce deuxième questionnement n'est pas applicable qu'aux acides (je l'ai par erreur restreint à cela à cause de ce qui me préoccupait), mais à n'importe quel composé et la on a forcément des cas (je pense à des composé organiques auxquels j'ai déjà eu à faire) ou l'approximation est valable.
Si on regarde du point de vue chimie des solutions, il n'y a aucune conditions (mise à part l'ajout d'un troisième constituant à concentration suffisante) pour lesquels on aura inversion de stabilité entre l'hydrate et l'anhydre en restant à température constante.
Si on regarde du point de vue des diagrammes de phase, il est possible de trouver des situations ou cette stabilité s'inverse (elle ne seront surement pas les plus fréquentes, mais elles peuvent exister).
L'approximation faite en chimie des solutions serait donc en défaut pour ce cas restreint.

Je voulais juste savoir si cette limitation était connue ou non.

m@ch3