I- La cohésion d’un solide ionique ou moléculaire.

1)- Cohésion d’un solide ionique.

a)-  Exemple : Le chlorure de sodium.

-  Le chlorure de sodium est constitué d’un assemblage compact et ordonné d’ions sodium et d’ions chlorure.

-  La formule statistique du cristal est : NaCℓ.

-  Le cristal est électriquement neutre. Il contient autant d’ions sodium Na ⁺ que d’ions chlorure Cℓ^–.

-  Cette maille élémentaire se reproduit dans les trois directions de l’espace.

-  Chaque ion se trouve en contact avec des ions de signes contraires.

-  Il en résulte une structure régulière dans laquelle un motif se répète à des millions d’exemplaires. Le motif est appelé maille élémentaire.

-  On obtient un cristal à l’échelle macroscopique.

b)-  Le cristal ionique.

-  Un solide ionique est constitué d’un assemblage compact et ordonné de cations et d’anions.

-  Il est électriquement neutre.

-  Dans un solide ionique, chaque ion de charge q_A est entouré d’ions de charge q_B de signe opposé.

-  L’interaction électrostatique attractive entre ces ions assure la cohésion du solide ionique.

-  La cohésion du cristal ionique est due aux forces d’interactions électriques :

-  Les forces d’attraction électriques entre les ions de signes opposés l’emportent sur les forces de répulsion entre les ions de même signe.

-  Cas du cristal de chlorure de sodium :

-  Toutes les attractions et toutes les répulsions n’ont pas été représentées.

-  Les forces d’attraction électriques entre les ions de signes opposés l’emportent sur les forces de répulsion entre les ions de même signe.

c)-  Application :

►  La fluorine est un cristal ionique constitué d’un empilement compact et ordonné d’ions calcium et d’ions fluorure F^–.

►  Les ions calcium proviennent d’un atome de calcium ayant perdu deux électrons.

Écrire la formule de l’ion calcium et en déduire la formule statistique et le nom de la fluorine.

-  Réponse :

-  L’ion calcium porte une charge électrique positive : Ca²⁺

-  Le cristal est électriquement neutre, il faut un ion calcium Ca²⁺ pour deux ions fluorure F^–.

-  La formule statistique est la suivante : CaF₂,

-  Le nom : Le fluorure de calcium.

-  Dans l’écriture de la formule d’un solide ionique, les charges ne figurent pas.

-  Par convention, on choisit les plus petits indices qui assurent l’électroneutralité du cristal.

-  La formule statistique indique la nature et la proportion des ions présents dans le cristal sans mentionner les charges.

2)- Cohésion d’un solide moléculaire.

a)-  Le solide moléculaire.

-  Un cristal moléculaire est un assemblage compact et ordonnée de molécules électriquement neutre.

-  La cohésion des solides moléculaires est assurée par deux types d’interactions moléculaires :

-  L’interaction de Van Der Waals, qui est toujours présente

-  Les liaisons hydrogène lorsqu’elles existent.

-  La cohésion des solides moléculaires est nettement moins forte que la cohésion des solides ioniques.

-  L’interaction de Van Der Waals est moins forte que l’interaction électrostatique.

-  Les liaisons hydrogène sont plus fortes que les interactions de Van Der Waals.

-  Il suffit de comparer les températures de fusion de solides ioniques et de solides moléculaires pour mettre en évidence cette différence.

-  La température de fusion de l’eau est égale à 0 ° C alors que la température de fusion du chlorure de sodium est égale à 801 ° C.

b)-  Interactions de Van Der Walls.

-  L’interaction de Van Der Waals résulte de l’interaction électrostatique attractive qui existe entre les molécules.

►  Cas de molécules polaires :

-  Dans ces molécules, il y a des interactions électrostatiques entre les charges partielles permanentes portées par les atomes.

-  Ce sont ces interactions entre les charges partielles permanentes qui assurent la cohésion du solide moléculaire.

-  C’est le cas du chlorure d’iode

-  Le chlorure d'iode I – Cℓ se présente, à température ambiante, sous la forme d'un liquide rouge très foncé. Sa température de fusion est 13,9 ° C.

-  Le chlore est plus électronégatif que l’iode (le chlore est situé 2 cases au-dessus de l’iode dans la classification périodique).

-  Dans le cristal moléculaire, les molécules s’oriente de telle manière que l’atome d’iode (pôle +) soit toujours voisin d’un atome de chlore (pôle –).

-  Schéma :

►  Cas de molécules apolaires :

-  On peut prendre comme exemple de cristal moléculaire, le diiode qui est constitué d’un empilement compact et ordonnée de molécules de diiode I – I.

-  La molécule de diiode est apolaire car elle est constituée de deux atomes identiques.

-  Mais les électrons n’ont pas de position définie.

-  Ils ont une probabilité de présence dans le nuage électronique qui entoure les noyaux.

-  Les électrons se déplacent à grande vitesse et ont un mouvement permanent.

-  À un instant donné, il se peut que les électrons soient plus proches d’un des noyaux.

-  Il apparaît alors des charges partielles positives et négatives instantanées au sein de la molécule.

-  Ces charges partielles instantanées engendre d’autres charges partielles instantanées et ceci de proche en proche.

t’ = t + Δt

-  C’est l’interaction électrique entre ces charges partielles positives et négatives instantanées qui assurent la cohésion du cristal moléculaire constitué de molécules apolaires.

c)-  Les liaisons hydrogènes.

-  Une liaison hydrogène se forme lorsqu’un atome d’hydrogène H, qui est lié à un atome A très électronégatif, interagit avec un atome B, également très électronégatif et porteur d’un ou plusieurs doublets non liants.

-  Les atomes A et B qui interviennent généralement sont :

-  L’azote N, l’oxygène O, le fluor F et le chlore Cℓ.

-  Les trois atomes qui participent à la liaison hydrogène sont généralement alignés.

-  Représentation de la liaison hydrogène :

-  Exemple : Une liaison hydrogène peut s’établir entre un atome d’hydrogène d’une molécule d’eau et un atome d’oxygène appartenant à une autre molécule d’eau.

-  Les molécules qui possèdent le groupe – O – H forment des liaisons hydrogènes.

-  C’est le cas des alcools à l’état condensé comme l’éthanol, de l’eau dans la glace.

-  Ces liaisons hydrogènes participent à la cohésion du cristal.

-  Dans ce cas, la cohésion du cristal est due aux liaisons hydrogène et aux interactions de Van Der Waals.

II- La solubilité d’une espèce chimique.

1)- Nature du solvant.

a)-  Solvant polaire.

-  Un solvant constitué de molécules polaires est un solvant polaire.

-  Exemple :

-  L’eau H₂O : solvant polaire.

-  L’oxygène est plus électronégatif que l’hydrogène : χ (O) = 3,44 et χ (H) = 2,2

-  Les deux liaisons covalentes O – H d’une molécule d’eau sont polarisées.

-  Représentation :

-  La molécule étant coudée, les position moyennes des charges partielles positives et négatives ne sont pas confondues : la molécule d’eau est polaire.

-  L’eau molécule polaire est un solvant polaire.

-  L’éthanol CH₃ – CH₂ – OH: solvant polaire.

-  L’oxygène est plus électronégatif que l’hydrogène et que le carbone :

-  Alors que les électronégativités du carbone et de l’hydrogène sont proches

-  χ (O) = 3,44 ; χ (C) = 2,55  et χ (H) = 2,2

-  Du fait de la présence du groupe – O – H, l’éthanol est une molécule polaire.

-  Les liaisons C – H, sont peu polarisées.

b)-  Solvant apolaire.

-  Un solvant constitué de molécules apolaires est un solvant apolaire.

-  Exemple : le cyclohexane C₆H₁₂.

-  Les électronégativités du carbone et de l’hydrogène sont proches :

-  χ (C) = 2,55  et χ (H) = 2,2

-  Les liaisons C – H, sont peu polarisées.

-  La molécule de cyclohexane est apolaire, c’est un solvant apolaire.

2)- Solubilité d’un soluté dans un solvant.

a)-  Généralités.

-  Un soluté est soluble dans un solvant si les interactions entre les entités du soluté sont du même type que celles qui s’exercent entre les molécules du solvant.

-  Les solides ioniques sont solubles dans les solvants polaires.

-  Un soluté moléculaire polaire est généralement soluble dans un solvant polaire.

-  Un soluté moléculaire apolaire est soluble dans un solvant apolaire.

b)-  Dissolution d’un soluté moléculaire polaire dans un solvant polaire.

►  Exemple : Le soluté est la propanone et le solvant l’acétone.

-  Il n’y a pas de liaison hydrogène.

  On verse quelques gouttes de butanone dans de la propanone (acétone : solvant industriel).

-  On agite.

-  On obtient une solution homogène.

-  Le soluté est la propanone et le solvant l’acétone.

-  La butanone, soluté polaire et soluble dans un solvant polaire la propanone.

-  La solubilité est liée au fait que des interactions de Van Der Waals s’établissent entre les molécules polaires de soluté et les molécules polaires de solvant.

Molécule de propanone parmi des molécules d’acétone.

►  Exemple : Le soluté est le saccharose et le solvant l’eau.

-  Il y a  des liaisons hydrogène.

 Exemple 1 : On verse de l’eau sur un morceau de sucre placé dans un bécher.

Le sucre est du saccharose de formule C₁₂H₂₂O₁₁ (s).

-  On agite. On obtient une solution homogène.

-  C’est de l’eau sucrée : solution aqueuse de saccharose.

-  Cette solution ne conduit pas le courant électrique.

-  Cette solution est constituée de molécules de saccharose parmi des molécules d’eau.

-  La molécule de saccharose est une molécule polaire du fait de la présence de plusieurs liaisons polarisées C – O et O – H.

Molécule 3D 

Vidéo Molécule 3D

-  La molécule d’eau est une molécule polaire du fait de la présence de deux liaisons polarisées O – H.

-  La grande solubilité du saccharose dans l’eau résulte :

-  Des interactions de Van Der Waals qui interviennent entre les molécules de soluté (le saccharose) et les molécules de solvants (eau) ;

-  Et la formation de nombreuses liaisons hydrogène qui s’établissent entre les molécules de soluté (le saccharose) et les molécules de solvants (eau).

3)- Dissolution d’un soluté apolaire dans un solvant apolaire.

Expérience 1 : Diiode dans l’eau :

-  La molécule de diiode est une molécule apolaire.

-  On verse quelques cristaux de diiode dans un tube à essais contenant de l’eau (solvant polaire).

-  On agite. La solution prend une teinte jaune-orangé et il reste du diiode solide au fond du tube à essais.

-  Le diiode soluté apolaire est peu soluble dans l’eau, solvant polaire.

Expérience 2 : Diiode dans l’heptane.

-  On rajoute environ 3 mL d’heptane (incolore), solvant apolaire, dans le tube à essais.

-  L’heptane est non miscible dans l’eau et moins dense que l’eau.

-  On le verse délicatement, l’heptane se situe au-dessus de la phase aqueuse.

-  On agite et on laisse décanter.

-  On remarque que l’heptane initialement incolore prend une teinte fuchsia et la solution aqueuse s’éclaircie.

-  Le diiode au fond du tube à essais à disparu.

-  Le diiode, soluté apolaire, est soluble dans le solvant apolaire alors qu’il est très peu soluble dans un solvant polaire.

4)- Dissolution d’un solide ionique dans l’eau.

a)-  Mise en évidence :

  Exemple 2 : dissolution du chlorure de sodium dans l’eau.

-  D’une part le chlorure de sodium est un solide ionique.

-  C’est un empilement compact et ordonné d’ion sodium et d’ions chlorure.

-  D’autre part, l’eau est un solvant polaire.

-  La dissolution du cristal se fait en plusieurs étapes :

►  Première étape : Dissociation du solide ionique.

-  Les ions sodium sont attirés par les pôles négatifs des molécules d’eau et les ions chlorure sont attirés par les pôles positifs des molécules d’eau.

-  Ce phénomène entraîne la diminution des interactions entre les cations et les anions du cristal.

-  Les ions sodium et chlorure se dissocient du cristal ionique.

►  Deuxième étape : Hydratation des ions.

-  Les ions sodium Na⁺ et les ions chlorure Cℓ^– s’entourent d’un cortège de molécules d’eau.

-  Ils sont hydratés.

►  Troisième étape : La dispersion des ions.

-  Les ions hydratés se déplacent dans le solvant et s’éloignent sous l’effet de l’agitation thermique.

-  Ils se dispersent dans l’eau avec leur cortège respectif de molécules d’eau.

-  Ce cortège masque en partie la charge portée par les ions et empêche l’agrégation des ions.

b)-  Équation de la réaction de dissolution.

►  Exemple : Cas de la dissolution du chlorure de sodium dans l’eau.

-  La formule du cristal : NaCℓ (s)

-  Formule des ions hydratés : on utilise la notation simplifiée suivante :

-  Na⁺ (aq) et Cℓ^– (aq)

-  On ne précise pas le nombre de molécules d’eau qui entoure chaque ion.

-  Équation de dissolution :

►  Application 1 : On dissout de la fluorine (fluorure de calcium CaF₂) dans l’eau.

-  Écrire l’équation de dissolution. Formule de l’ion fluorure : F^–.

-  Réponse :

-  Pour un solide ionique de formule M_nX_p (s) constitué des ions M^p+ et X^n–, cette équation s’écrit :

c)-  Concentration en quantité de matière d’un ion.

-  Pour un solide ionique de formule M_nX_p (s) constitué des ions M^p+ et X^n–, cette équation s’écrit :

-  La concentration en quantité de matière des ions M^p+ et X^n–, dans la solution est notée

-  [M^p+] ou [X^n–].

-  Elle est donnée par la relation :

-  Ou :

►  Application 2 :

-  On prépare une solution aqueuse de sulfate de sodium Na₂SO₄ (s).

-  Pour ce faire, on dissout une masse m = 14,2 g de soluté dans l’eau.

-  Le volume de la solution obtenue est V = 0,500 L.

-  Déterminer la concentration en soluté apporté de cette solution.

-  En déduire la concentration des ions présents dans la solution

-  Données : M (Na) = 23,0 g . mol^–1 ; M (S) = 32,1 g . mol^–1 ; M (O) = 16,0 g . mol^–1 

►  Réponses :

-  On peut dans un premier temps, déterminer la quantité de matière initiale n₀ en soluté apporté :

-  Masse molaire M du sulfate de sodium Na₂SO₄ (s) :

-  M = 2 M (Na) + M (S) + 4 M (O)

-  M = 2 × 23,0 + 32,1 + 4 × 16,0

-  M ≈ 142 g . mol^–1 

-  Quantité de matière initiale n₀ en soluté apporté :

-   

-  Concentration en quantité de matière C de la solution de sulfate de sodium :

-   

-  Pour la suite de l’exercice, il faut s’aider d’un tableau d’avancement.

-  Tableau d’avancement :

-  Concentration des ions sulfate.

-   

-  Concentration des ions sodium :

-   

-  Remarque 1 :

-  La concentration effective d’un ion dans la solution peut être différente de la concentration en soluté apporté.

-  Remarque 2 :

-  L’écriture [Na₂SO₄] n’a pas de sens car l’espèce Na₂SO₄ n’existe pas en solution.

-  La formule Na₂SO₄ est une formule statistique d’un cristal ionique.

-  Elle indique que le cristal est formé d’ions sodium et d’ions sulfate et qu’il y a 2 ions sodium pour un ion sulfate.

5)- Le savon : un solide ionique particulier.

a)-  Le savon.

-  Un savon est un mélange de carboxylate de sodium ou de potassium.

-  On peut donner la formule générale suivante :

-  (R–COO^– + Na⁺) ou (R–COO^– + K⁺)

-  Dans les savons, on trouve l’ion carboxylate du type R–COO^–,

-  R est une chaîne carbonée non ramifiée constituée de plus de 10 atomes de carbone 

-  et –COO^– le groupe carboxylate.

-  Le groupe carboxylate est hydrophile (il s’entoure de molécules d’eau polaire),

-  il est lipophobe car il n’a pas d’affinité pour les chaînes carbonées présentes dans les graisses.

-  La chaîne carbonée R est hydrophobe car elle n’est pas polaire,

-  Mais elle est lipophile car elle a beaucoup d’affinité pour les chaînes carbonées.

-  Les ions carboxylates possèdent : 

-  une extrémité hydrophile   – COO^– tête hydrophile

-  une extrémité lipophile    R –    queue hydrophobe

-  Ce sont des espèces amphiphiles.

-  Ce sont des tensioactifs.

-  Représentation :

b)-  Exemple :

- Oléate de sodium : CH₃ – (CH₂)₇ – CH = CH – (CH₂)₇ – COONa

- Autres formulations :

-  C₁₇H₃₃ – COONa ou (C₁₇H₃₃ – COO^– + Na⁺)

-  Molécule 3D :

-  L’oléate de sodium a une chaîne carbonée R contenant 17 atomes de carbone.

-  On le trouve dans les savons fabriqués à partir de l’huile d’olive qui contient de l’oléine.

c)-  Solubilité d’un savon.

-  Les savons sont peu solubles dans l'eau.

-  Équation de la réaction de dissolution d’un savon dans l’eau :

-  En présence d’alcool, la solubilité augmente.

-  Le groupe carboxylate – COO– est chargé négativement ; il s’entoure très facilement de molécules d’eau polaires.

d)-  Mode d'action des savons.

III- Extraction par un solvant d’une espèce chimique en solution.

1)- Définition.

-  Une extraction consiste à extraire, c’est-à-dire à prélever, une ou plusieurs espèces chimiques d’un mélange.

-  L’extraction d’espèces chimiques à l’aide d’un solvant s’appuie sur les notions de densité, de solubilité  et de miscibilité.

2)- Extraction liquide-liquide.

-  Lors d’une extraction liquide / liquide :

-  L’espèce chimique à extraire est plus soluble dans le solvant extracteur que dans le solvant de départ.

-  Et le solvant extracteur et le solvant de départ sont non miscibles.

►  L’extraction par un solvant se réalise dans une ampoule à décanter.

-  Le choix du solvant dépend de l’espèce chimique recherchée.

Expérience 3: extraction du diiode présent dans une solution aqueuse.

Protocole expérimental :

-  Introduire le mélange (solution aqueuse d’iodure de potassium et de diiode) dans l’ampoule à décanter

-  Puis ajouter délicatement le solvant (hexane ou pentane : solvant organique : liquide incolore moins dense que la solution aqueuse et non miscible)

-  L’heptane est un solvant apolaire, alors que l’eau est un solvant polaire.

-  Le diiode est une molécule apolaire.

-  Agiter, laisser décanter et dégazer.

-  On observe alors deux phases :

-  Une phase aqueuse et une phase organique.

-  La phase inférieure qui est pratiquement décolorée (phase aqueuse)

-  et la phase supérieure (phase organique) qui contient le diiode dans le solvant qui est violette.

-  La phase de plus faible densité surnage :

-  Dans le cas présent :

-  Densité de l’heptane : d (heptane) = 0,68  et densité de l’eau : d (eau) = 1,00.

-  On dit que le diiode a été extrait par le solvant.

-  On récupère la phase organique contenant le diiode et le solvant.

-  Après évaporation du solvant, on recueille le diiode (solide).

IV- Applications.

1)- Cohésion des molécules d’eau dans la glace.

-  La glace est un cristal moléculaire.

-  C’est un assemble compact et ordonnée de molécules polaires.

-  La cohésion du cristal est assurée par deux types d’interactions moléculaires :

-  L’interaction de Van Der Waals ;

-  Les liaisons hydrogène.

-  La cohésion des solides moléculaires est nettement moins forte que la cohésion de solides ioniques.

-  Structure de la molécule d’eau à l’état solide :

-  Représentation dans un cube :

-  Représentation dans un tétraèdre :

-  Dans la glace comme dans l’eau à l’état liquide, toutes les molécules d’eau sont reliées entre elles par des liaisons hydrogène.

-  Chaque molécule d’eau est en relation avec 4 molécules voisines.

-  Dans la glace, les molécules d’eau ne peuvent pas changer de position.

-  L’agitation thermique est réduite au maximum.

-  Dans l’eau à l’état liquide, l’agitation thermique est plus importante.

-  Elle permet aux liaisons hydrogène de se « tordre » et donne une liberté de mouvement.

-  À l’état solide, les molécules d’eau forment un ensemble structuré où chaque molécule se trouve en moyenne plus éloignée de ses voisines que dans l’état liquide.

-  C’est pour cela que la densité de la glace (d_glace = 0,917) est plus faible que la densité de l’eau à l’état liquide.

2)- Préparation d’une solution ionique.

a)-  But :

-  Pour préparer une solution ionique de concentration donnée en ions, il faut déterminer la valeur de la masse m de solide à dissoudre.

-  Quelle relation existe-t-il entre les concentrations en quantité de matière des ions et la masse de solide dissout ?

b)-  Un engrais : le sulfate de potassium K₂SO₄.

-  La composition d’un engrais est donnée par sa formule, c’est-à-dire par trois nombre x, y et z représentatifs des teneurs respectives en azote N, phosphore P et potassium K.

-  Le nombre x est le pourcentage massique de l’engrais en azote N.

-  Les pourcentages massiques de P et K s’en déduisent à partir des relations du tableau ci-dessous.

-  Données :

-  Formule du sulfate de potassium : K₂SO₄ (s)

-  Masse molaire : M (K) = 39,1 g . mol^–1 ; M (S) = 32,1 g . mol^–1 ; M (O) = 16,0 g . mol^–1 

►  Questions :

►  Réponses :

1.  Équation de dissolution du sulfate de potassium dans l’eau :

2.  Tableau d’avancement :

3.  Concentrations en quantité de matière :

-  Concentration en quantité de matière des ions potassium  [K⁺] :

-   

-  Concentration en quantité de matière des ions sulfate [SO₄^2–] :

-   

4.  Masse de sulfate de potassium à peser pour préparer 1,00 L de solution de sulfate de potassium contenant autant de potassium qu’un litre d’engrais liquide 2-2-1.

-  Pourcentage massique K en potassium de l’engrais :

-  0,83 × z % = 0,83 %

-  Masse volumique de l’eau : ρ_eau = 1,00 kg . L^–1

-  La densité d’engrais : d = 1,20

-  Masse d’un litre d’engrais :

-  m (engrais) = d . ρ_eau . V

-  Masse de potassium m (K) dans un litre d’engrais :

-   

-  Le potassium se retrouve sous forme d’ions potassium.

-  Quantité de matière de potassium n (K⁺) correspondante :

-   

-  Du tableau d’avancement de la réaction de dissolution, on tire la relation suivante :

-  n (K ⁺) = 2 x_max = 2 n₀ (K ₂SO₄)

-  Quantité de matière n₀ (K ₂SO₄) de solide à dissoudre :

-   

-  Masse de sulfate de potassium à peser :

-  m₀ (K ₂SO₄) = n₀ (K ₂SO₄) . M (K ₂SO₄)

-  m₀ (K ₂SO₄) = 0,13 × (2 × 39,1 + 32,1 + 4 ×16,0)

-  m₀ (K ₂SO₄) ≈ 22,1998 g

-  m₀ (K ₂SO₄) ≈ 22 g

5.  Relation entre [K⁺] et [SO₄^2–] :

-  et

-  [K⁺] = 2  [SO₄^2–] 

-  Tableau :

6.  Relation entre les concentrations en quantité de matière [M^p+] et [X^n–] :

-  Tableau d’avancement :

-  Quantité de matière initiale de solide dissous : n₀ (MnXp)

-  État final : x_max = n₀ (MnXp)

-  Masse de solide dissous :

-  m₀ (MnXp) = n₀ (MnXp) . M (MnXp)

-  Volume de la solution obtenue : V_solution

-  Concentration des ions :

-   

-   

-  Relation entre les concentrations des ions :

-  p . [M^p+] = n . [X^n–]

►  Exemple : dissolution du sulfate d’aluminium (III) :  Aℓ₂(SO₄)₃ (s)

-  Tableau d’avancement :

-  Quantité de matière initiale de sulfate d’aluminium (III) : n₀

-  Relation entre les concentrations des ions :

-  2 . [Aℓ³⁺] = 3 . [SO₄^2–]

3)- QCM.

QCM  réalisé avec le logiciel Questy La cohésion d’un solide ionique ou moléculaire. La solubilité d’une espèce chimique. L’extraction par un solvant d’une espèce en solution. Sous forme de tableau

 

4)- Exercices :