La chimie à l’école — Années 1 à 12 · Grades 1–12

31La dissolution des solides ioniques et moléculaires

Une pincée de sel remuée dans l’eau disparaît en quelques secondes ; la même pincée remuée dans de l’huile de cuisine reste au fond du verre, inchangée, aussi longtemps qu’on veut bien la regarder. Une poêle grasse rincée sous le robinet reste grasse ; une goutte de liquide vaisselle, et la graisse se détache. Qu’est-ce qui décide si une substance se dissout dans un liquide ? La réponse se trouve dans les charges partielles et les forces entre particules du chapitre précédent.

Rappel

La solubilité ; les liquides miscibles et non miscibles (Chapitre 9). Un composé ionique est formé de cations et d’anions en proportions qui le rendent neutre (Chapitre 17). Les molécules polaires et apolaires, les liaisons hydrogène, les interactions de van der Waals (Chapitre 30). L’extraction liquide–liquide (Chapitre 22). La concentration molaire (Chapitre 26).

31.1 La dissolution d’un solide ionique

Dans un cristal de chlorure de sodium, chaque ion sodium $\ce{Na+}$ est entouré d’ions chlorure $\ce{Cl-}$ et chaque ion chlorure d’ions sodium, tous retenus par l’attraction entre charges opposées. Les molécules d’eau, polaires, sont attirées par ces charges : leur côté oxygène ( $\delta^-$ ) se tourne vers les cations, leur côté hydrogène ( $\delta^+$ ) vers les anions.

Définition 31.1 (Dissociation)

La dissociation d’un solide ionique dans un solvant est la séparation de ses ions les uns des autres : ils quittent le cristal et s’éloignent les uns des autres dans la solution.

Définition 31.2 (Solvatation, hydratation)

La solvatation d’une particule dissoute est le fait qu’elle s’entoure de molécules de solvant, retenues par des attractions ; dans l’eau, on parle d’hydratation. Le symbole (aq) placé après une formule signifie « hydraté ».

Proposition 31.3 (Les trois étapes de la dissolution)

Un solide ionique se dissout dans l’eau en trois étapes simultanées : les ions sont arrachés au cristal (dissociation), entourés de molécules d’eau (hydratation), et répartis dans toute la solution (dispersion). Pour le chlorure de sodium,

\ce{NaCl(s) -> Na+(aq) + Cl-(aq)} .

Démonstration. Admis : les attractions entre les ions et les molécules d’eau polaires, additionnées, sont assez fortes pour remplacer celles qui unissent les ions du cristal. ∎

Le chlorure de sodium se dissout. Un ion sodium et un ion chlorure ont quitté le cristal ; chacun est hydraté. Autour du cation, les molécules d’eau tournent leurs atomes d’oxygène (rouges, -) vers l’intérieur ; autour de l’anion, leurs atomes d’hydrogène (blancs, +). — Le chlorure de sodium se dissout. Un ion sodium et un ion chlorure ont quitté le cristal ; chacun est hydraté. Autour du cation, les molécules d’eau tournent leurs atomes d’oxygène (rouges, $\delta^-$ ) vers l’intérieur ; autour de l’anion, leurs atomes d’hydrogène (blancs, $\delta^+$ ).

31.2 Les concentrations des ions

Méthode 31.4 (Concentration de chaque ion)

Écrire l’équation de dissolution, ajustée en atomes et en charges : pour le chlorure de calcium, $\ce{CaCl2(s) -> Ca^{2+}(aq) + 2Cl-(aq)}$ .
Calculer la quantité $n$ de solide dissous, et la concentration $c = n / V$ de la solution en soluté.
Chaque ion a pour concentration $c$ multipliée par son coefficient dans l’équation : ici $[\ce{Ca^{2+}}] = c$ et $[\ce{Cl-}] = 2c$ .

Les crochets $[\ldots]$ désignent la concentration molaire d’une espèce dissoute.

Exemple 31.5 (Le chlorure de calcium)

On dissout $5.55\,\mathrm{g}$ de chlorure de calcium ( $M = 111.1\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ ) pour obtenir $500.0\,\mathrm{mL}$ de solution : $n = 0.0500\,\mathrm{mol}$ , $c = 0.100\,\mathrm{mol}/\mathrm{L}$ , donc $[\ce{Ca^{2+}}] = 0.100\,\mathrm{mol}/\mathrm{L}$ et $[\ce{Cl-}] = 0.200\,\mathrm{mol}/\mathrm{L}$ . La solution est neutre : $2 \times 0.100$ de charge positive par litre pour $1 \times 0.200$ de négative.

31.3 Polarité et solubilité

Proposition 31.6 (Qui se ressemble se dissout)

Un solvant polaire, comme l’eau, dissout les solides ioniques et les espèces polaires, surtout celles qui peuvent former avec lui des liaisons hydrogène ; un solvant apolaire, comme le cyclohexane ou une huile végétale, dissout les espèces apolaires. Les solides ioniques se dissolvent très peu dans les solvants apolaires, et les espèces apolaires très peu dans l’eau.

Démonstration. Admis : un soluté se dissout bien quand les attractions qu’il peut former avec le solvant sont au moins aussi fortes que celles qu’il rompt, entre ses propres particules et entre les molécules du solvant. ∎

Exemple 31.7 (Trois cas)

L’éthanol se mélange à l’eau en toutes proportions : son groupe $\ce{O-H}$ forme des liaisons hydrogène avec l’eau. Le sel se dissout dans l’eau mais pas dans l’huile. Le diiode, $\ce{I2}$ , une molécule apolaire, se dissout mal dans l’eau (environ $0.3\,\mathrm{g}/\mathrm{L}$ , une solution brune) mais bien dans les solvants apolaires ( $17\,\mathrm{g}$ par kilogramme d’heptane, une solution violette).

31.4 L’extraction liquide–liquide expliquée

Une extraction liquide–liquide fait passer une espèce d’un solvant dans un autre, non miscible avec le premier, dans lequel elle est plus soluble. La règle « qui se ressemble se dissout » indique quel solvant choisir.

Au laboratoire — Extraire le diiode

On verse $20\,\mathrm{mL}$ d’une solution aqueuse brune de diiode dans une ampoule à décanter avec $10\,\mathrm{mL}$ de cyclohexane. On bouche l’ampoule, on l’agite, on la dégaze par le robinet, et on la laisse reposer. Deux phases se forment : le cyclohexane, moins dense, au-dessus. La phase supérieure est maintenant violette, la phase inférieure presque incolore : le diiode est passé dans le cyclohexane. On évacue la phase inférieure par le robinet, et l’on récupère le diiode dans le cyclohexane.

Extraction du diiode de l’eau par le cyclohexane. Le diiode, apolaire, passe dans le solvant apolaire ; le cyclohexane, moins dense que l’eau, flotte au-dessus.

Sécurité

Le cyclohexane est très inflammable, sa vapeur provoque la somnolence, il est nocif pour les poumons en cas d’ingestion et très toxique pour les organismes aquatiques. Le diiode est nocif par contact cutané et par inhalation. Hotte, lunettes et gants, aucune flamme à proximité ; les déchets organiques sont récupérés.

31.5 Les savons et les molécules amphiphiles

Définition 31.8 (Hydrophile, hydrophobe)

Une espèce ou une partie de molécule est hydrophile si elle est attirée par l’eau (groupes ioniques ou polaires, groupes qui forment des liaisons hydrogène) ; elle est hydrophobe dans le cas contraire (longues chaînes d’atomes de carbone et d’hydrogène, apolaires). Les espèces hydrophobes se dissolvent dans les graisses et les huiles.

Définition 31.9 (Molécule amphiphile, micelle)

Une molécule ou un ion amphiphile possède une tête hydrophile et une queue hydrophobe. Dans l’eau, les ions amphiphiles se rassemblent en micelles : de minuscules sphères dont les queues sont à l’intérieur, hors de l’eau, et les têtes à la surface, au contact de l’eau.

Exemple 31.10 (Un savon)

Le stéarate de sodium, $\ce{C17H35COONa}$ ( $M = 306.0\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ ), est un savon typique, fabriqué à partir de graisses animales ou végétales. Dans l’eau, il se dissout sous forme d’ions sodium $\ce{Na+}$ et d’ions stéarate $\ce{C17H35COO-}$ : une tête $\ce{-COO-}$ , ionique, hydrophile, et une queue de 17 atomes de carbone, hydrophobe.

L’ion stéarate. Dans cette représentation en zigzag, chaque sommet de la chaîne est un atome de carbone portant des atomes d’hydrogène (CH2, et CH3 à l’extrémité) ; un chapitre suivant explique cette écriture abrégée. Au-dessous, le schéma habituel : une queue ondulée et une tête ronde. — L’ion stéarate. Dans cette représentation en zigzag, chaque sommet de la chaîne est un atome de carbone portant des atomes d’hydrogène ( $\ce{CH2}$ , et $\ce{CH3}$ à l’extrémité) ; un chapitre suivant explique cette écriture abrégée. Au-dessous, le schéma habituel : une queue ondulée et une tête ronde.

Proposition 31.11 (Comment le savon élimine la graisse)

La graisse est hydrophobe et ne se dissout pas dans l’eau. Dans l’eau savonneuse, les queues des ions du savon se dissolvent dans la graisse tandis que les têtes restent dans l’eau ; la graisse se divise en minuscules gouttelettes, chacune enveloppée d’une micelle dont la surface chargée est tournée vers l’eau, et les gouttelettes sont emportées par l’eau de rinçage.

Démonstration. Admis : cela découle de « qui se ressemble se dissout » appliqué à chaque extrémité de l’ion ; les têtes chargées situées à l’extérieur empêchent aussi les gouttelettes de fusionner de nouveau, car des charges de même signe se repoussent. ∎

Une micelle en coupe : des ions de savon autour d’une gouttelette de graisse, queues vers l’intérieur, têtes chargées vers l’extérieur. Chaque micelle porte des charges négatives à sa surface, et les micelles se repoussent les unes les autres.

Se laver les mains grasses : le savon emporte la graisse dans des micelles.

Remarque 31.12 (L’eau dure et le dépôt calcaire du savon)

Une eau dure contient beaucoup d’ions calcium $\ce{Ca^{2+}}$ et d’ions magnésium $\ce{Mg^{2+}}$ , dissous dans les roches qu’elle a traversées. Avec les ions stéarate, ils forment un précipité (Chapitre 17), le stéarate de calcium :

\ce{2C17H35COO- + Ca^{2+} -> Ca(C17H35COO)2(s)} .

Ce solide grisâtre est le dépôt qui cerne un lavabo, et chaque ion de savon qui y est piégé est perdu pour le lavage : dans une eau dure, le savon mousse mal tant qu’on n’en a pas ajouté assez pour précipiter tout le calcium.

Un dépôt de savon dans un lavabo : du stéarate de calcium, précipité par une eau dure.

31.6 Exercices

Exercice 31.1 ★

Écrire les équations de dissolution dans l’eau du chlorure de sodium $\ce{NaCl}$ , du chlorure de calcium $\ce{CaCl2}$ , du sulfate de sodium $\ce{Na2SO4}$ et du chlorure d’aluminium $\ce{AlCl3}$ .

Solution

Solution de Exercice 31.1.

$\ce{NaCl(s) -> Na+(aq) + Cl-(aq)}$ ; $\ce{CaCl2(s) -> Ca^{2+}(aq) + 2Cl-(aq)}$ ; $\ce{Na2SO4(s) -> 2Na+(aq) + SO4^{2-}(aq)}$ ; $\ce{AlCl3(s) -> Al^{3+}(aq) + 3Cl-(aq)}$ .

Exercice 31.2 ★

Une solution de sulfate de sodium a pour concentration $c = 0.050\,\mathrm{mol}/\mathrm{L}$ . Donner les concentrations des ions sodium et des ions sulfate.

Solution

Solution de Exercice 31.2.

$[\ce{Na+}] = 2 \times 0.050 = 0.10\,\mathrm{mol}/\mathrm{L}$ ; $[\ce{SO4^{2-}}] = 0.050\,\mathrm{mol}/\mathrm{L}$ .

Exercice 31.3 ★

Qu’appelle-t-on hydratation d’un ion ? Quelle extrémité d’une molécule d’eau est tournée vers un cation, laquelle vers un anion ? Pourquoi ?

Solution

Solution de Exercice 31.3.

L’hydratation est le fait que l’ion s’entoure de molécules d’eau retenues par lui. L’extrémité oxygène ( $\delta^-$ ) est tournée vers un cation, l’extrémité hydrogène ( $\delta^+$ ) vers un anion : les charges opposées s’attirent.

Exercice 31.4 ★

On dissout $2.67\,\mathrm{g}$ de chlorure d’aluminium pour obtenir $200.0\,\mathrm{mL}$ de solution. Calculer la concentration de la solution et celle de chaque ion.

Solution

Solution de Exercice 31.4.

$M(\ce{AlCl3}) = 27.0 + 3 \times 35.5 = 133.5\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ ; $n = 2.67 / 133.5 = 0.0200\,\mathrm{mol}$ ; $c = 0.0200 / 0.2000 = 0.100\,\mathrm{mol}/\mathrm{L}$ ; $[\ce{Al^{3+}}] = 0.100\,\mathrm{mol}/\mathrm{L}$ , $[\ce{Cl-}] = 0.300\,\mathrm{mol}/\mathrm{L}$ .

Exercice 31.5 ★

Indiquer si chaque partie de l’ion stéarate est hydrophile ou hydrophobe, et dire pourquoi.

Solution

Solution de Exercice 31.5.

La tête $\ce{-COO-}$ est ionique, attirée par l’eau : elle est hydrophile. La queue de 17 atomes de carbone, qui ne comporte que des liaisons $\ce{C-C}$ et des liaisons $\ce{C-H}$ presque non polarisées, est apolaire : elle est hydrophobe.

Exercice 31.6 ★★

Quel solvant, l’eau ou le cyclohexane, choisirait-on pour dissoudre : du sel ; de la cire de bougie (longues chaînes hydrocarbonées) ; du sucre (nombreux groupes $\ce{O-H}$ ) ; du diiode ? Justifier chaque choix.

Solution

Solution de Exercice 31.6.

Le sel : l’eau (solide ionique, solvant polaire). La cire : le cyclohexane (chaînes apolaires). Le sucre : l’eau (ses groupes $\ce{O-H}$ forment des liaisons hydrogène avec l’eau). Le diiode : le cyclohexane (molécule apolaire).

Exercice 31.7 ★★

L’éthanol $\ce{CH3-CH2-OH}$ se mélange à l’eau en toutes proportions, mais l’hexane $\ce{C6H14}$ ne se mélange pas à l’eau. Expliquer.

Solution

Solution de Exercice 31.7.

Le groupe $\ce{O-H}$ de l’éthanol forme avec les molécules d’eau des liaisons hydrogène qui remplacent celles qu’il rompt : l’éthanol trouve sa place dans l’eau. L’hexane, apolaire, ne peut former aucune liaison de ce type ; les molécules d’eau, retenues les unes aux autres par des liaisons hydrogène, ne le laissent pas entrer.

Exercice 31.8 ★★

Observer la figure de la micelle. Pourquoi les queues sont-elles à l’intérieur et les têtes à l’extérieur ? Pourquoi deux micelles ne fusionnent-elles pas en une goutte de graisse plus grosse ?

Solution

Solution de Exercice 31.8.

Les queues hydrophobes fuient l’eau et se dissolvent dans la graisse, au centre ; les têtes chargées sont attirées par l’eau et restent à l’extérieur. Toutes les micelles portent des charges négatives à leur surface, et des charges de même signe se repoussent : elles restent séparées.

Exercice 31.9 ★★

Un parfum végétal est dissous dans l’eau. Pour l’extraire, un chimiste peut utiliser l’éthanol ou le cyclohexane. Lequel convient, et pourquoi l’autre ne convient-il pas (penser à la miscibilité) ?

Solution

Solution de Exercice 31.9.

Le cyclohexane : il n’est pas miscible avec l’eau, si bien qu’il forme une phase séparée que l’on peut évacuer, et le parfum (apolaire) s’y dissout bien. L’éthanol est miscible avec l’eau : aucune seconde phase ne se forme, et rien ne peut être séparé.

Exercice 31.10 ★★

Dans l’extraction du diiode, pourquoi la phase de cyclohexane est-elle au-dessus ? Quelle phase évacue-t-on par le robinet ? Où se trouve le diiode à la fin ?

Solution

Solution de Exercice 31.10.

Le cyclohexane est moins dense que l’eau. C’est la phase inférieure, aqueuse, que l’on évacue par le robinet. Le diiode se trouve dans la phase supérieure de cyclohexane, qui reste dans l’ampoule.

Exercice 31.11 ★★

On agite une solution bleue de sulfate de cuivre avec du cyclohexane. Que devient la couleur bleue ? Expliquer.

Solution

Solution de Exercice 31.11.

Rien : le sulfate de cuivre est ionique et ne se dissout pas dans le cyclohexane, apolaire. L’eau reste bleue et le cyclohexane incolore.

Exercice 31.12 ★★★

Quelle masse de chlorure de calcium faut-il dissoudre pour obtenir $250.0\,\mathrm{mL}$ d’une solution dans laquelle $[\ce{Cl-}] = 0.300\,\mathrm{mol}/\mathrm{L}$ ?

Solution

Solution de Exercice 31.12.

$[\ce{Cl-}] = 2c$ , donc $c = 0.150\,\mathrm{mol}/\mathrm{L}$ ; $n = 0.150 \times 0.2500 = 0.0375\,\mathrm{mol}$ ; $m = 0.0375 \times 111.1 = 4.17\,\mathrm{g}$ .

Exercice 31.13 ★★★

On trouve dans un échantillon d’eau de mer $0.010\,\mathrm{mol}/\mathrm{L}$ d’ions calcium et $0.053\,\mathrm{mol}/\mathrm{L}$ d’ions magnésium. Expliquer pourquoi un savon ordinaire mousse très mal dans l’eau de mer. Quelle masse de stéarate de sodium serait précipitée par les seuls ions calcium d’un litre d’eau de mer ?

Solution

Solution de Exercice 31.13.

Les ions calcium et magnésium précipitent les ions stéarate sous forme de dépôt : le savon est consommé avant de pouvoir former des micelles, et il mousse mal. Le calcium seul : $0.010\,\mathrm{mol}$ de $\ce{Ca^{2+}}$ accapare $0.020\,\mathrm{mol}$ de stéarate, soit $0.020 \times 306.0 = 6.1\,\mathrm{g}$ de stéarate de sodium par litre.

Exercice 31.14 ★★★

On mélange $100.0\,\mathrm{mL}$ de solution de chlorure de sodium à $0.20\,\mathrm{mol}/\mathrm{L}$ avec $100.0\,\mathrm{mL}$ de solution de chlorure de calcium à $0.10\,\mathrm{mol}/\mathrm{L}$ . Aucun précipité ne se forme. Calculer les concentrations de $\ce{Na+}$ , $\ce{Ca^{2+}}$ et $\ce{Cl-}$ dans le mélange, et vérifier qu’il est neutre.

Solution

Solution de Exercice 31.14.

Volume $0.2000\,\mathrm{L}$ . $\ce{Na+}$ : $0.020 / 0.2000 = 0.10\,\mathrm{mol}/\mathrm{L}$ ; $\ce{Ca^{2+}}$ : $0.010 / 0.2000 = 0.050\,\mathrm{mol}/\mathrm{L}$ ; $\ce{Cl-}$ : $(0.020 + 0.020) / 0.2000 = 0.20\,\mathrm{mol}/\mathrm{L}$ . Charge positive : $0.10 + 2 \times 0.050 = 0.20$ ; négative : $0.20$ . Le mélange est neutre.

Exercice 31.15 ★★★

Le diiode se dissout à raison d’environ $0.3\,\mathrm{g}$ par litre d’eau et de $17\,\mathrm{g}$ par kilogramme d’heptane. L’heptane a une masse volumique d’environ $0.68\,\mathrm{kg}/\mathrm{L}$ . Combien de fois plus de diiode un litre d’heptane peut-il contenir qu’un litre d’eau ? Qu’est-ce que cela signifie pour une extraction ?

Solution

Solution de Exercice 31.15.

Un litre d’heptane a une masse de $0.68\,\mathrm{kg}$ et peut contenir $17 \times 0.68 = 12\,\mathrm{g}$ de diiode, environ 40 fois plus qu’un litre d’eau. Agités ensemble, presque tout le diiode passe dans l’heptane : l’extraction est efficace.

31.7 Problème : le savon et l’eau dure

Problème 31.1

Problème du week-end — combien de savon un bain d’eau dure gaspille-t-il en dépôt ?

Une eau du robinet contient $120\,\mathrm{mg}$ d’ions calcium et $24\,\mathrm{mg}$ d’ions magnésium par litre. On remplit une baignoire de $150\,\mathrm{L}$ de cette eau, et le baigneur utilise un savon fait de stéarate de sodium, $\ce{C17H35COONa}$ .

Partie I — Ce que contient l’eau.

D’où viennent les ions calcium et magnésium de l’eau du robinet ?
Calculer les concentrations molaires des ions calcium et des ions magnésium.
Les ions calcium sont accompagnés d’ions hydrogénocarbonate, $\ce{HCO3-}$ , comme si l’on avait dissous de l’hydrogénocarbonate de calcium $\ce{Ca(HCO3)2}$ . Écrire cette équation de dissolution, et en déduire la concentration des ions hydrogénocarbonate qui accompagnent le calcium.
Quelle quantité d’ions calcium la baignoire contient-elle ?

Partie II — Le savon.

Calculer la masse molaire du stéarate de sodium.
Écrire son équation de dissolution dans l’eau.
Quelle partie de l’ion stéarate est hydrophile, quelle partie hydrophobe ? Pourquoi le dit-on amphiphile ?
Décrire une micelle, et expliquer comment elle élimine la graisse de la peau.
Pourquoi faut-il dissoudre le savon dans l’eau, et non dans l’huile, pour se laver ?

Partie III — Le dépôt.

Écrire l’équation de la précipitation du stéarate de calcium. Vérifier qu’elle est ajustée en charges.
Remplir le tableau d’avancement pour $1.00\,\mathrm{L}$ d’eau du robinet et un excès d’ions stéarate. Quel réactif est limitant ?
Quelle quantité d’ions stéarate est perdue par litre au profit du calcium ?
Calculer la masse molaire du stéarate de calcium, et la masse de dépôt formée par litre.
Le stéarate de magnésium précipite de la même façon. Quelle quantité de stéarate les ions magnésium accaparent-ils par litre ?

Partie IV — Le bain.

Quelle quantité d’ions stéarate le calcium de toute la baignoire précipite-t-il ?
À quelle masse de savon cela correspond-il ?
En ajoutant le magnésium, quelle masse de savon est gaspillée au total ?
Un pain de savon pèse environ $100\,\mathrm{g}$ . Combien de pains le calcium seul accapare-t-il ?
Donner la réponse finale : quelle masse de savon le calcium d’un bain de $150\,\mathrm{L}$ de cette eau gaspille-t-il en dépôt ?

Solution

Solution de Problème 31.1.

1. Des roches que l’eau a traversées (calcaire, dolomie, gypse), qui se dissolvent un peu.

2. $[\ce{Ca^{2+}}] = 0.120 / 40.1 = 2.99 \times 10^{-3}\,\mathrm{mol}/\mathrm{L}$ ; $[\ce{Mg^{2+}}] = 0.024 / 24.3 = 9.9 \times 10^{-4}\,\mathrm{mol}/\mathrm{L}$ .

3. $\ce{Ca(HCO3)2 -> Ca^{2+}(aq) + 2HCO3-(aq)}$ ; donc $[\ce{HCO3-}] = 2 \times 2.99 \times 10^{-3} = 5.99 \times 10^{-3}\,\mathrm{mol}/\mathrm{L}$ .

4. $2.99 \times 10^{-3} \times 150 = 0.449\,\mathrm{mol}$ .

5. $18 \times 12.0 + 35 \times 1.0 + 2 \times 16.0 + 23.0 = 306.0\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ .

6. $\ce{C17H35COONa(s) -> C17H35COO-(aq) + Na+(aq)}$ .

7. La tête $\ce{-COO-}$ : hydrophile ; la queue $\ce{C17H35-}$ : hydrophobe. Il possède les deux sortes de parties : il est amphiphile.

8. Une minuscule sphère d’ions de savon, queues vers l’intérieur, têtes vers l’extérieur. Les queues se dissolvent dans la graisse, qui se divise en gouttelettes enveloppées de micelles ; les surfaces chargées maintiennent les gouttelettes séparées dans l’eau, qui les emporte au rinçage.

9. Le savon doit former des ions et des micelles, ce qui demande de l’eau autour des têtes ; et la graisse est emportée par l’eau de rinçage. Dans l’huile, la graisse resterait simplement dissoute sur la peau.

10. $\ce{2C17H35COO- + Ca^{2+} -> Ca(C17H35COO)2}$ : charges $2 \times (-1) + 2 = 0$ à gauche, $0$ à droite.

11. $\ce{C17H35COO-}$ : excès $- 2x$ ; $\ce{Ca^{2+}}$ : $2.99 \times 10^{-3} - x$ ; stéarate de calcium : $x$ . Les ions calcium sont limitants : $x_{\max} = 2.99 \times 10^{-3}\,\mathrm{mol}$ .

12. $2 \times 2.99 \times 10^{-3} = 5.99 \times 10^{-3}\,\mathrm{mol}$ par litre.

13. $M = 36 \times 12.0 + 70 \times 1.0 + 4 \times 16.0 + 40.1 = 606.1\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ ; $2.99 \times 10^{-3} \times 606.1 = 1.81\,\mathrm{g}$ de dépôt par litre.

14. $2 \times 9.9 \times 10^{-4} = 1.98 \times 10^{-3}\,\mathrm{mol}$ par litre.

15. $2 \times 0.449 = 0.898\,\mathrm{mol}$ .

16. $0.898 \times 306.0 = 275\,\mathrm{g}$ .

17. Le magnésium : $9.9 \times 10^{-4} \times 150 = 0.148\,\mathrm{mol}$ , qui accapare $0.296\,\mathrm{mol}$ de stéarate, soit $91\,\mathrm{g}$ de savon ; au total, environ $275 + 91 = 366\,\mathrm{g}$ .

18. $275 / 100 \approx 2.7$ pains.

19. Le calcium d’un bain gaspille environ $0.27\,\mathrm{kg}$ de savon en dépôt.

Termes définis dans ce chapitre

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