I.3. PHENOMENE D'HYDRATATION [6].
Lorsqu'on dissout un soluté dans l'eau, les
molécules du soluté se dispersent parmi celles du solvant. Ces
dernières, suite à leur polarité ( = 1,85 D) à leur
possibilité de former des liaisons hydrogènes, peuvent
ioniser les molécules du soluté si elles ne
l'étaient pas auparavant ; et après suite à la
constante diélectrique élevée de l'eau ( = 78
à 25°C), les molécules ionisées de soluté
peuvent être dissociées, c'est-à-dire,
séparée en ions positifs appelés cations et
négatifs dénommés anions. Ces ions sont
généralement solvatés (hydratés)
c'est-à-dire associées aux molécules de solvant.
L'ensemble d'interaction entre le solvant et le
soluté lors de la dissolution est appelé
phénomène de solvatation ou hydratation dans le cas des solutions
aqueuses.
L'importance de la dissociation ionique dépend
aussi de la nature du solvant : l'eau est un solvant dissociant, le
benzène par exemple est un solvant peu dissociant ( = 2,3). Remarquons
que la dissociation d'un électrolyte faible augmente avec la dilution et
avec la température.
I.4. L'ACTIVITE.
DEBYE et HÜCKEL[6] ont élaboré en
1923 une « théorie de l'attraction inter ionique »
destinée à interpréter le comportement des
électrolytes en solution et de rendre compte par exemple des
différences entre les prévisions de la loi d'action de masses et
les résultats expérimentaux.
Par Malala Ibakipuo jacques
Etude de la tension superficielle des solutions
d'électrolytes en fonction de la concentration à pression et
température constantes (cas de NaCl et KCl) 4
En fait, les ions en solutions ne sont pas totalement
indépendants, mais exercent
les uns sur les autres une action à distance suite
à l'attraction coulombienne. Cette interaction
est d'autant plus forte que les ions sont plus
rapprochés. C'est-à-dire que la concentration est
élevée. Aussi et principalement dans une solution
concentrée, les électrolytes se comportent et tout se passe
comme si la concentration effective des ions étaient plus
faible que la concentration analytique suite à ces interactions.
D'où on a introduit le terme activité, désigné par
la lettre a, pour représenter cette concentration « effective
» des ions.
Ainsi par exemple, tant que la concentration ionique
totale de la solution est inférieure à 10-3 M
; la mesure de la constante d'équilibre est correctement
donnée par l'utilisation des concentrations (molaires). Mais en
solution plus concentrée, la loi d'action de masse doit, en principe
être exprimée en fonction des activités.
On considère que l'activité diffère de la
concentration par un facteur de correction que l'on appelle coefficient
d'activité f. On a donc :
a = f.c (I.2)
le coefficient d'activité tend vers un et
l'activité vers la concentration pour des solutions suffisamment
diluées.
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