Comme quelqu'un l'a dit ici, ceci:

L'enseignant a déclaré que les composés ioniques se dissolvent dans l'eau à l'exception de certains carbonates.

Est en effet une simplification excessive. Tout d'abord, la distinction entre un «composé ionique» et d'autres composés n'est pas trop définie. Ce que votre professeur a probablement dit, ou n'a pas dit, mais qu'il voulait, c'est que certains composés ioniques se dissolvent facilement dans l'eau. Le sel (halite - NaCl) est le meilleur exemple.

Le carbonate de calcium, dans la nature, se dissout aussi couramment. Ce n'est tout simplement pas aussi immédiat que la dissolution des composés ioniques les plus solubles. Vous connaissez probablement ce phénomène:

Cela se forme parce que le carbonate de calcium se dissout. La roche est du calcaire, qui est généralement composé de carbonate de calcium pur. L'eau acide améliore considérablement la solubilité du carbonate de calcium et n'a même pas besoin d'être très acide. L'eau de pluie ou de rivière qui entre en contact avec l'atmosphère absorbe le $ \ ce {CO2} $ comme $$ \ ce {H2O + CO2 < = > H2CO3}, $$ ce qui facilite alors la dissolution du carbonate de calcium avec $$ \ ce {CaCO3 + H2CO3 < = > Ca ^ 2 + + 2HCO3 -}. $$

Pour qu'une substance ionique se dissolve dans l'eau, il existe deux facteurs concurrents qui déterminent l'enthalpie de la solution $ \ Delta {H} _ \ mathrm {sol} $ qui est le changement d'enthalpie (énergie) lorsqu'un soluté est dissous dans un solvant:

1. L'énergie du réseau (LE), l'énergie de formation du cristal entre des ions infiniment séparés. Comme LE est proportionnel aux charges de ses ions, pour le carbonate de calcium, son LE serait environ 4 fois le LE du chlorure de sodium. $$ \ ce {CaCO3 (s) -> Ca ^ 2 + (g) + CO3 ^ 2- (g)} $$ Cette valeur est toujours positive, car l'énergie est nécessaire pour séparer les ions.
2. L'énergie d'hydratation des ions gazeux, qui est le changement d'enthalpie lorsque les ions gazeux se dissolvent dans suffisamment d'eau pour donner une solution infiniment diluée. $$ \ ce {Ca ^ 2 + (g) + CO3 ^ 2- (g) -> Ca ^ 2 + (aq) + CO3 ^ 2- (aq)} $$ Ces valeurs sont toujours négatives, car l'énergie est libérée sur l'hydratation des ions.

Comme le LE de carbonate de calcium est si grand, une grande quantité d'énergie libre serait nécessaire pour briser les ions fortement attirés, et cette énergie doit provenir de l'enthalpie de l'hydratation. Dans le cas du carbonate de calcium, l'enthalpie d'hydratation n'est pas assez grande pour surmonter la grande énergie du réseau, elle existe donc sous forme de solide.

Notez que la solubilité des composés ioniques n'est pas absolue. En fait, la solubilité dans l'eau est souvent donnée en g / L d'eau.

Cependant, en général, nous définissons la solubilité comme suit:

1. Les substances solubles peuvent former une solution 0,1 M à 25 ° C.
2. Les substances insolubles ne peuvent pas se former une solution 0,1 M à 25 ° C.

L'enseignant a déclaré que les composés ioniques se dissolvent dans l'eau à l'exception de certains carbonates.

C'est, au mieux, une simplification excessive. D'autres composés ioniques tels que le sulfure d'argent sont peu solubles dans l'eau. Notez que ce n'est pas un carbonate.

Et l'hydrogénocarbonate de sodium - $ \ ce {NaHCO3} $ - est soluble dans l'eau.

Le carbonate de sodium ($ \ ce {Na2CO3} $) est également soluble dans l'eau.

Je veux une élaboration claire de ce phénomène, quelqu'un peut-il m'aider ??

La solubilité dépend de:

1) La force des attractions intermoléculaires au sein du soluté et de la force des interactions solvant-solvant. Dans quelle mesure l'ion calcium et l'ion carbonate sont-ils liés ensemble? Vous pourriez penser que la force d'attraction entre un ion +2 et un ion -2 est forte, mais rappelez-vous que les liaisons covalentes sont généralement plus fortes que les interactions ioniques. Quelle est la force des interactions solvant-solvant molécule - qui doivent être rompues avant que quelque chose puisse être solvaté?

2) Résolution. Dans quelle mesure le solvant peut-il abaisser l'énergie des ions solutés dissociés? Dans quelle mesure l'ion calcium et l'ion carbonate peuvent-ils être solvatés (par l'eau dans ce cas?) Quelle est la force des interactions solvant-ion soluté? Qu'en est-il de l'entropie de la solvatation? (Les coquilles de résolution sont très ordonnées).

Si vous souhaitez prédire la solubilité d'un composé, essayez d'utiliser la théorie acide / base dure.

La solubilité des sels n'est pas une prédiction que j'aime faire. Tout se résume à $ \ Delta {G} _ {sol} < 0 $. Cette condition est remplie lorsque $ \ Delta {H} _ {sol} < 0 $ et $ T \ Delta {S} _ {sol} > 0 $ ou un facteur l'emporte sur l'autre.

Il y a deux problèmes . Les enthalpies de réseau sont grandes, tout comme les enthalpies de solvatation, et l'observation courante est que $ \ Delta {H} _ {sol} $ est dans la plupart des cas petit. Nous calculons les différences de grands nombres, et le seul fait que nous pouvons affirmer avec confiance est que la différence est impossible à prévoir et généralement dénuée de sens.

Même chose pour $ \ Delta {S} _ {sol} $. Les entropies du réseau sont petites, mais les entropies de solution sont inférieures à ce que l'on pourrait penser grâce à l'ordre à courte portée que le cation solvaté impose au solvant. Vous gagnez de l'entropie translationnelle en dissolvant le réseau et en perdant l'entropie translationnelle du solvant à travers la coque de coordination interne. Vous calculez à nouveau des différences de nombres de magnitude égale, et rien qu'en regardant les réactifs, il est impossible de dire dans quelle direction le pendule va osciller et si le résultat est positif ou négatif.

Pour être très honnête avec vous, il est presque impossible de prédire avec précision la solubilité des composés. À la fin de la journée, il est préférable de les mémoriser. Oui, il y a des cas où une certaine logique ou un certain raisonnement peut être utilisé, mais il est surtout préférable de simplement mémoriser la chose. Comme l'a dit Abel, cela se résume à une interaction difficile entre l'enthalpie du réseau et l'énergie d'hydratation.