Encore un probleme avec la definition du produit de solubilité

[membreComplexe12]

Bonjour tous,

La derniere fois je vous ai posé une question sur le produit de solubilité et vous m'aviez gentillement repondu.

A present j'ai un autre probleme:

==> Je suis resté la derniere fois sur la definition:
où ce qui est entre crochet represente la concentration

Par contre sur des documents en science des materiaux j'ai vu que pour une solution solide on a:
==>
c'est a dire que l'on ne prend plus en compte les concentrations en mais les fraction atomique ou molaire pour definir le produit de solubilité.

==> Pouvez vous m'expliquer pourquoi svp?

merci d'avance
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[membreComplexe12]

1°) je viens de remarquer une erreur:

je ne voulais pas mettre le ln dans les expressions ci dessus.

en fait la definition que j'ai trouvé pour une solution solide est:



2°) Une autre chose concernant la sursaturation s

J'ai vu qu'elle etait egale à:



mais je ne comprends pas car pour moi ce qui a dans le ln est egale à 1 si on prends la definition que j'ai dit plus haut

[moco]

Il ne faut pas trop t'en faire. Ces définitions restent essentiellement théoriques.
Les déterminations des produits de solubilité montrent des différences énormes quand on compare les mesures publiées par un chimiste à celles mesurées par un autre. Il y a parfois des différences d'un facteur 100 ! Voir les travaux éloquents qu'a effectué Stephen Hawkins à cet effet dans les années 1980.

Ensuite, il faut savoir qu'il n'y a aucun rapport direct entre la solubilité et le produit de solubilité, pour toutes les substances formées à partir de ions portant des charges supérieures à 1.

Pour prendre une exemple facile, les solutions de H₃PO₄ comportent presque aucun ion PO₄^3-. On peut calculer le produit de solubilité de H₃PO₄ en multipliant les concentrations de H⁺ (au cube) et de PO₄^3-, qui est donc très petit. Ce produit sera donc lui-même très très très petit. Or cet acide est très soluble dans l'eau. Mais la plupart de ses molécules en solution sont dissociées en H⁺ et H₂PO₄^2-, ce dont le calcul à partir de Ks ne tient pas compte.

Les solubilités réelles sont toujours BEAUCOUP plus élevées que celles qu'on calcule à partir des produits de solubilité.

C'est pareil pour Ca(OH)₂, qui est au moins 100 fois plus soluble que ce qu'on calcule à partir de son K_s. Tout simplement parce que le calcul à partir de Ks néglige le fait que la solution de Ca(OH)₂ contient beaucoup de ions Ca(OH)⁺ et de molécules non dissociées Ca(OH)₂, ce dont on ne parle jamais dans les cours pour débutants.

[membreComplexe12]

merci d'avoir repondu,

mais j'ai pas bien compris la reponse, cette expression est correcte pour une solution solide?

[A voir en vidéo sur Futura]

[moco]

il y a plusieurs écoles de thermodynamiciens. Il y a ceux qui expriment toutes les valeurs de concentration et d'activité en unités de concentration, donc en mole/litre. Et il y a ceux qui utilisent non la concentration, mais la fraction molaire, en précisant que c'est mieux, car le résultat est sans dimension, et on peut prendre le log d'une grandeur sans dimension. Alors qu'on ne peut pas prendre le log d'une grandeur qui a une dimension.
Tu as probablement rencontré des exemples de thermodynamicines partisans des deux écoles.
Comme, de toute façon,m les produits de solubilité sont imprécis, il ne faut pas trop s'en faire. Ils servent surtout de points de comparaison les uns par rapport aux autres.

[membreComplexe12]

il y a plusieurs écoles de thermodynamiciens. Il y a ceux qui expriment toutes les valeurs de concentration et d'activité en unités de concentration, donc en mole/litre. Et il y a ceux qui utilisent non la concentration, mais la fraction molaire, en précisant que c'est mieux, car le résultat est sans dimension, et on peut prendre le log d'une grandeur sans dimension. Alors qu'on ne peut pas prendre le log d'une grandeur qui a une dimension.
Tu as probablement rencontré des exemples de thermodynamicines partisans des deux écoles.
Comme, de toute façon,m les produits de solubilité sont imprécis, il ne faut pas trop s'en faire. Ils servent surtout de points de comparaison les uns par rapport aux autres.

merci, je vais donc utiliser cette definition