Questions à une IA sur la dissolution du NaOH.

[GeLe5000]

Bonsoir.

J'ai posé deux questions à l'IA de "Bing" de Microsoft :

1) Suivant le principe de Lechatelier, la dissolution du NaOH dans une eau plus chaude doit produire moins de chaleur que dans une eau plus froide. Est-ce vrai ?

Réponse :

Le principe de Le Châtelier stipule que lorsqu’un système chimique à l’équilibre est soumis à une perturbation, il revient à l’équilibre en contrebalançant la perturbation. Dans le cas de la dissolution du NaOH dans l’eau, la réaction est exothermique, ce qui signifie qu’elle produit de la chaleur. Si la température de l’eau augmente, cela peut être considéré comme une perturbation du système. Selon le principe de Le Châtelier, le système va alors se déplacer dans le sens opposé pour contrebalancer cette perturbation. Cela signifie que moins de chaleur sera produite lors de la dissolution du NaOH dans une eau plus chaude que dans une eau plus froide. Par conséquent, votre hypothèse est correcte.

2) Peut-on diminuer la dissolution du NaOH dans l'eau en augmentant la température de l'eau ?

Réponse :

La solubilité de l’hydroxyde de sodium caustique dans l’eau augmente avec la température, à pression constante ou ambiante . Cela signifie que plus de NaOH peut être dissous dans l’eau chaude que dans l’eau froide. Cependant, la dissolution du NaOH dans l’eau est une réaction exothermique, ce qui signifie qu’elle produit de la chaleur. Si la température de l’eau augmente, cela peut être considéré comme une perturbation du système. Selon le principe de Le Châtelier, le système va alors se déplacer dans le sens opposé pour contrebalancer cette perturbation. Cela signifie que moins de NaOH sera dissous dans une eau plus chaude que dans une eau plus froide. Par conséquent, il n’est pas possible de diminuer la dissolution du NaOH dans l’eau en augmentant la température de l’eau.

La fin de cette deuxième réponse ("moins de NaOH sera dissous dans une eau plus chaude que dans une eau plus froide. Par conséquent, il n’est pas possible de diminuer la dissolution du NaOH dans l’eau en augmentant la température de l’eau") me semble absurde.

Quelqu'un peut-il me fournir une information sensée ?

Merci d'avance.
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[gts2]

Bonjour,

C'est une bonne question de chimie, donc à ne pas poser à une IA.

Loi de le Chatelier (forme condensée) : si on augmente la température la réaction évolue pour faire baisser celle-ci donc sens endothermique. Pour une solubilisation exothermique, cela signifie donc que la solubilité diminue avec la température.

Cas de la soude : la solubilité augmente. Pourquoi ?

Ceci étant :
"Suivant le principe de Lechatelier, la dissolution du NaOH dans une eau plus chaude doit produire moins de chaleur que dans une eau plus froide."
Ceci n'est pas le principe de Lechatelier.

[mach3]

L'augmentation/diminution de solubilité avec la température n'est pas liée au signe de l'enthalpie de dissolution. Ce serait une application trop simpliste du principe de lechatelier.

C'est en fait la différence entre enthalpie de dissolution à saturation et enthalpie de dilution à saturation qui joue, mais de manière assez subtile. C'est décrit par une équation dite de Van der Waals (pas celle des gaz, une autre) dont je donnerais l'expression plus tard.

m@ch3

[gts2]

Oui, l'idée a bien l'air d'être celle-ci : j'ai trouvé :
"When you dissolve NaOH in pure water, the process is highly exothermic, but as the concentration of NaOH increases, the process becomes less exothermic and eventually near the saturation point it becomes endothermic (it becomes less favourable for more NaOH to dissolve)."

[A voir en vidéo sur Futura]

[GeLe5000]

Merci pour vos réactions.

Cela me semble compliqué et je reste avec une désagréable impression quand je pense que le NaOH pourrait se dissoudre moins facilement dans une eau plus chaude. C'est contre-intuitif. Peut-être est-il possible de le vérifier expérimentalement, si la différence est bien marquée : Un verre d'eau à 5° C et un verre d'eau à 50° C.

[gts2]

Pour ce qui est du côté expérimental, vous avez un graphe solubilité=f(température) dans : wikipedia

[GeLe5000]

Merci.

Le graphique est parlant. On ne voit pas comment l'élévation de la température de l'eau contrarierait la dissolution du NaOH puisque c'est le contraire qui se produit.

Il y a cependant l'aspect cinétique. Dans une eau à 5°C, la chaleur libérée est-elle plus vite absorbée que dans une eau à 50°C ?

Une autre question : pour quelle raison la dissolution du NaOH produit-elle de la chaleur et pas la dissolution du NaCl ?

[gts2]

Pour quelle raison la dissolution du NaOH produit-elle de la chaleur et pas la dissolution du NaCl ?

C'est assez difficile à prédire (mais des personnes plus compétentes pourront préciser) : la dissolution est la somme de deux phénomènes dissociation NaCl -> Na⁺ + Cl^- suivi de la solvatation Na⁺ -> Na⁺(aq) qui correspondent toutes les deux à des énergies élevées (qqs 100 kJ/mol) mais de signes différents, on a donc affaire à la différence entre deux grand nombres pour donner un petit et cela peut tomber d'un côté ou de l'autre au niveau signe.

Sinon pour @mach3, pourrait-on interpréter le problème, avec les mains, comme
- à faible concentration la somme des deux est négative
- à forte concentration la partie solvatation (négative) devient plus faible parce qu'il y a moins de molécules d'eau disponible et donc cela devient positif

[mach3]

L'augmentation/diminution de solubilité avec la température n'est pas liée au signe de l'enthalpie de dissolution. Ce serait une application trop simpliste du principe de lechatelier.

C'est en fait la différence entre enthalpie de dissolution à saturation et enthalpie de dilution à saturation qui joue, mais de manière assez subtile. C'est décrit par une équation dite de Van der Waals (pas celle des gaz, une autre) dont je donnerais l'expression plus tard.

l'équation est :

avec :
T la température,
X la fraction molaire en soluté,
la fraction molaire en soluté dans la solution saturée,
la fraction massique en soluté dans le solide (souvent 1, mais peut être plus faible s'il s'agit d'un hydrate qu'on dissout dans l'eau)
l'enthalpie molaire de la solution,
l'enthalpie molaire de la solution saturée,
l'enthalpie molaire du solide
l'enthalpie libre molaire de la solution (dont la dérivée partielle seconde par rapport à la fraction molaire est toujours positive dans ce cas de figure)
Les valeurs des dérivées partielles sont évaluées en

Ce qui compte pour déterminer si la solubilité augmente ou diminue avec la température est donc la différence entre la variation d'enthalpie molaire de la solution avec la composition et la variation de l'enthalpie molaire de la suspension avec la composition. Graphiquement, c'est la différence entre la pente de l'enthalpie molaire de la solution et la pente de l'enthalpie molaire de la suspension dans un diagramme montrant l'enthalpie molaire en fonction de la fraction molaire en soluté.

Expérimentalement, si on ajoute du solvant à une suspension à température constante, on aura d'abord un échange de chaleur (l'enthalpie de dissolution à saturation) constant tant qu'il y a du solide : chaque millilitre de solvant dissolvant la même quantité de soluté pour former le même volume de solution saturée. Quand tout le solide est dissout, le solvant ajouté ne sert plus à dissoudre, mais à diluer, la chaleur échangée est l'enthalpie de dilution, et celle-ci, en plus de n'avoir a priori rien à voir avec l'enthalpie de dissolution, varie avec la composition.
Quand la solubilité augmente avec la température, la dilution à saturation dégage plus de chaleur que la dissolution, attention, en valeur algébrique, c'est à dire qu'on peut avoir :
-dissolution très endothermique, dilution à saturation peu endothermique ou athermique
-dissolution endothermique, dilution exothermique
-dissolution peu exothermique ou athermique, dilution très exothermique
Si la solubilité diminue avec la température, c'est l'inverse.

La connexion avec Lechatelier est assez subtile, il faut que je retrouve un document qui l'explicite correctement.

m@ch3

[mach3]

Pour Le Chatelier donc,

On part d'une suspension. On élève sa température légèrement.
Interdisons momentanément tout transfert de matière entre la phase solide et la phase liquide. Leurs compositions ne changent pas, leurs proportions ne changent pas, et leur enthalpie molaire augmente. La solution, qui était saturée devient soit légèrement sous-saturée (solubilité qui augmente avec la température, dite "normale"), soit légèrement sursaturée (solubilité qui diminue avec la température, dite "rétrograde").
Si on laisse maintenant le transfert de matière se faire entre les deux phases, il doit donc se produire soit une légère dissolution, soit une légère cristallisation. Dans les deux cas, pour répondre à l'élévation de température selon Le Chatelier, cela doit être endothermique !

Etudions le cas où une légère dissolution se produit (la solubilité augmente avec la température). On part d'un mélange d'une solution sous-saturée et d'une portion de solide qu'elle doit dissoudre (parce que la solubilité augmente), en proportions 1-Y pour Y, avec Y petit.

Au niveau fraction molaire en soluté X on a initialement et au final . La conservation de la matière impose , et donc

Au niveau enthalpie molaire on a initialement et au final . Le principe de Le Chatelier impose avec q>0 (chaleur absorbée à cause l'endotermicité), et donc .

On a donc

le terme est strictement positif, donc

Si Y est suffisamment petit, on a . On retrouve donc qualitativement la même conclusion qu'avec la formule de Van der Waals :
si la solubilité augmente avec la température.

On peut étudier symétriquement le cas inverse où une légère cristallisation se produit (solubilité qui diminue avec la température).

m@ch3

[GeLe5000]

Concernant la chaleur produite par la dissolution du NaOH mais non par celle du NaCl, il faut considérer le bilan énergétique de la dissolution, qui implique la dissociation du réseau ionique d'une part et la solvatation des ions libérés d'autre part. La première étape est endothermique et met en jeu l'énergie réticulaire qui correspond à la stabilité du cristal. La solvatation est toujours exothermique puisque des liens sont établis entre atomes. A défaut de posséder les énergies réticulaires de NaOH et NaCl, on peut peut-être remarquer que la température de fusion du NaCl est de 800 C° et celle du NaOH de 318 C° (source : Wikipedia). Si la chaleur nécessaire pour faire fondre le NaCl est près de 3 x celle nécessaire pour faire fondre le NaOH, on peut penser que le cristal de NaCl a une plus grande stabilité et que son énergie réticulaire est supérieure à celle du NaOH. Pour l'étape de solvatation exothermique, je ne peux rien dire, mais sur base de ce qui vient d'être dit de la cohésion des cristaux, le bilan enthalpique devrait être plus négatif dans le cas du NaOH.

[mach3]

Une contribution importante à l'exothermicité pour NaOH est le fait qu'il s'agit d'une base forte. La dilution des acides et des bases fortes dans l'eau est très exothermique.

m@ch3