Chapitre 7


Cours




2
Dissolution des solides ioniques dans l’eau


Doc. 4
Différentes concentrations d’ions en solution

Différentes
concentrations d’ions en solution

Solutions de permanganate de potassium à des concentrations différentes.

C
La modélisation au niveau macroscopique

La concentration cc en soluté apporté (en mol·L-1) d’une solution est définie par :

c=nVc = \dfrac{n}{V}

avec nn : quantité de soluté (mol) ; cc : concentration en soluté apporté (mol·L-1) ; VV : volume de la solution (L).
La concentration des ions A+\mathrm{A}^{+} dans la solution est notée [A+].[\mathrm{A}^{+}].


Exemple : dans la solution d’iodure de fer (II) de concentration en soluté apporté cc, [Fe2+]=c[\mathrm{Fe}^{2+}]=c et [I]=2c.[\text{I}^{-}]=2 c.

Le tableau d’évolution du système permet de le vérifier :

Tableau d'avancement


Car [Fe2+]=xmaxV=c[\mathrm{Fe}^{2+}]=\dfrac{x_{\max }}{V} = c et [I]=n(I)V=2xmaxV=2c.[\text{I}^{-}]=\dfrac{n(\text{I}^{-})}{V}=\dfrac{2 x_{\max }}{V}=2 c.

Doc. 2
Solvatation d’une espèce par l’eau

Solvatation d’une espèce par l’eau
Les molécules de solvant entourent les ions avec la zone portant une charge opposée à celle de l’ion.

Doc. 3
Mise en équation

L’équation de dissolution du chlorure de sodium dans l’eau s’écrit :
NaCl(s)eauNa+(aq)+Cl(aq).\mathrm{NaCl}(\mathrm{s}) \stackrel{\mathrm{eau}}{\longrightarrow} \mathrm{Na}^{+}(\mathrm{aq})+\mathrm{Cl}^{-}(\mathrm{aq}).

L’équation du sulfate de potassium s’écrit :
FeI2(s)eauFe2+(aq)+2I(aq).\mathrm{FeI}_{2}(\mathrm{s}) \stackrel{\mathrm{eau}}{\longrightarrow} \mathrm{Fe}^{2+}(\mathrm{aq})+2\, \mathrm{I}^{-}(\mathrm{aq}).

Pas de malentendu

L’équation de dissolution et l’équation de formation du solide ionique traduisent deux sens inverses d’une transformation. Par exemple : l’équation de dissolution du chlorure d’argent s’écrit :
Agcl(s)eauAg+(aq)+Cl(aq).\operatorname{Agcl}(\mathrm{s}) \stackrel{\mathrm{eau}}{\longrightarrow} \mathrm{Ag}^{+}(\mathrm{aq})+\mathrm{Cl}^{-}(\mathrm{aq}).

L’équation de la formation du précipité de chlorure d’argent s’écrit : Ag+(aq)+Cl(aq)AgCl(s).\mathrm{Ag}^{+}(\mathrm{aq})+\mathrm{Cl}^{-}(\mathrm{aq}) \rightarrow \mathrm{AgCl}(\mathrm{s}).

A
Les interactions entre l’eau et les ions

La molécule d’eau est polaire et peut interagir avec les ions du solide ionique. Ces interactions entre l’eau et les ions permettent d’expliquer la dissolution d’un solide ionique dans l’eau.

Lorsqu’on dissout un solide ionique dans l’eau, on obtient une solution aqueuse contenant des ions qui se combinent avec les molécules d’eau qui les entourent (doc. 2).

La dissolution d’un solide ionique se déroule en trois étapes :
  • la dissociation du solide ionique : les molécules d’eau s’approchent du solide et fragilisent les interactions électrostatiques qui existent entre les cations et les anions, qui se rompent ;
  • la solvatation : les molécules d’eau entourent les ions : on dit qu’ils sont solvatés ou hydratés ;
  • la dispersion : les ions solvatés s’éloignent du solide et se dispersent parmi les molécules d’eau.

B
La modélisation au niveau macroscopique

La dissolution d’un solide ionique AxBy\text{A}_{\text{x}}\text{B}_{\text{y}} se modélise, au niveau macroscopique, par une équation de réaction.

L’équation de dissolution d’un solide ionique AxBy\text{A}_{\text{x}}\text{B}_{\text{y}} dans l’eau s’écrit :

AxBy(s)eau xAm+(aq)+yBn(aq).\text{A}_{\text{x}} \text{B}_{\text{y}}(\text{s}) \stackrel{\text {eau }}{\longrightarrow} x \text{A}^{\text{m}+}(\text{aq})+y\, \text{B}^{\text{n}-}(\text{aq}).


Le symbole (s)(\text{s}) signifie que le solide ionique est à l’état solide. Le cation Am+\text{A}^{\text{m}+} et l’anion Bn\text{B}^{\text{n}-} sont solvatés, on l’indique en écrivant (aq).(\text{aq}). L’équation de la réaction est équilibrée en charge. La neutralité de la solution est donc respectée.

Éviter les erreurs

Attention à ne pas confondre dissolution d’un solide ionique et fusion (passage de l’état solide à l’état liquide).

1
Cohésion dans un solide

Éviter les erreurs

Attention, la proportion entre le nombre de cations et le nombre d’anions dépend de leurs charges : ils ne sont pas toujours en nombre égal.

Le solide ionique étant électriquement neutre, on n’écrit pas de charge électrique même s’il est constitué d’ions.

B
La cohésion d’un composé solide moléculaire

Le solide moléculaire est constitué d’un empilement compact et régulier de molécules.

La cohésion des solides moléculaires est assurée par des interactions électrostatiques appelées interactions de Van der Waals. Parfois, des liaisons hydrogène s’ajoutent.

Il existe plusieurs types de forces de Van der Waals :
  • les interactions entre molécules polaires : les zones qui portent des charges partielles opposées s’attirent ;
  • les interactions entre molécules apolaires : le nuage électronique fluctue en permanence, à un instant tt, une molécule possède une zone chargée positivement et une autre zone chargée négativement. Il peut donc y avoir des interactions électrostatiques entre la zone ++ d’une molécule et la zone - d’une autre molécule proche.

Pas de malentendu

La formule statistique traduit la proportion des ions, mais non leur nombre. Un cristal ionique contient des milliards de milliards d’ions.

Vocabulaire

  • Cohésion : interaction qui maintient les atomes, les molécules, les ions « collés » les uns aux autres.

  • Pont hydrogène (ou liaison hydrogène) : interaction électrostatique faible entre un atome d’hydrogène portant une charge partielle positive et un atome très électronégatif (O\text{O}, N\text{N}, Cl\text{Cl}, etc.).

pont ou liaison hydrogène

Pas de malentendu

Dans un solide, les entités ne sont pas parfaitement immobiles, elles vibrent autour d’une position.

Doc. 1
Représentation dans l’espace

Solide Ionique
Dans le solide ionique, les cations sont entourés d’anions, et les anions sont entourés de cations

A
La cohésion d’un composé solide ionique

Un solide ionique est une structure solide, constituée d’un empilement compact et régulier de cations (ions chargés positivement) et d’anions (ions chargés négativement) en proportions invariables. La cohésion (stabilité) du solide ionique est assurée par les interactions électriques entre les cations et les anions.

Deux corps qui portent des charges de même signe se repoussent.
Deux corps qui portent des charges de signe opposé s’attirent.
Au sein du solide ionique, les cations se repoussent, les anions se repoussent, et les cations et anions s’attirent. Les distances entre cations et anions étant plus petites qu’entre deux cations ou deux anions, les interactions attractives sont plus intenses que les interactions répulsives, ce qui rend le solide cohérent, avec des ions collés les uns aux autres.

Le solide ionique est électriquement neutre : il contient autant de charges positives que de charges négatives.

La formule statistique d’un solide ionique rend compte des proportions de cations et d’anions dans le solide, en indiquant d’abord le symbole du cation, puis celui de l’anion, sans la charge électrique.


3
Extraction par un solvant

Vocabulaire

    • Solvant initial : liquide dans lequel se trouve l’espèce dissoute à extraire.

    • Solvant extracteur : liquide utilisé pour extraire une espèce dissoute dans un autre liquide.

Doc. 5
Interactions soluté/solvant

Les interactions entre le soluté et le solvant sont de plusieurs types :
  • interactions entre ions et molécules polaires (ex. : le sel dans l’eau) ;
  • interaction entre molécules polaires (ex. : le glucose dans l’eau) ;
  • interaction entre molécules apolaires (ex. : le diiode dans le cyclohexane) ;
  • formation de ponts hydrogène entre le soluté et le solvant (ex. : l’éthanol dans l’eau).

A
Solubilité dans un solvant

La solubilité d’un soluté dans un solvant traduit sa capacité à se dissoudre dans ce solvant.

La solubilité, notée ss (exprimée en g·L-1), d’une espèce chimique (solide, liquide ou gaz) correspond à la masse maximale de cette espèce que l’on peut dissoudre dans un litre de solvant, généralement de l’eau.

La solubilité dépend de la température et de la nature du solvant, car elle est liée aux interactions, au niveau microscopique entre le soluté (molécule, ion, atome) et le solvant : plus les interactions sont nombreuses et plus le soluté est soluble dans le solvant.

Une espèce chimique peut être insoluble dans un solvant : dans ce cas, le soluté ne se dissout pas.

Supplément numérique

Retrouvez une animation sur l’extraction liquide-liquide !

C
Extraction par un solvant

L’extraction par un solvant (extraction liquide-liquide) est une technique expérimentale qui permet d’extraire une espèce dissoute dans une solution.

Le choix du solvant extracteur est lié à ses propriétés physiques :

  • le soluté doit être plus soluble dans le solvant extracteur que dans le solvant initial ;
  • le solvant extracteur ne doit pas être miscible avec le solvant initial.


Pour réaliser l’extraction par solvant, on utilise une ampoule à décanter.

➜ Activité 4, p. 135



PC1.7.INF8_v1

Éviter les erreurs

La solubilité correspond à la concentration en g·L-1 (ou en mol·L-1) du soluté dans la solution saturée, c’est-à-dire une solution dans laquelle la concentration en soluté est maximale.

Ne pas confondre miscibilité et solubilité.
La miscibilité concerne deux liquides qui se mélangent en toute proportion.
La solubilité concerne un soluté qui se dissout plus ou moins dans un solvant.

Pas de malentendu

Le solvant extracteur est plus ou moins dense que le solvant initial : il se place donc au-dessous ou au-dessus du solvant initial, selon sa densité.


B
Miscibilité de deux liquides

Lorsqu’un soluté est liquide, il peut être soluble dans un solvant, en toutes proportions. Dans ce cas, on dit que les deux liquides sont miscibles.

Des liquides sont miscibles lorsqu’ils se mélangent l’un avec l’autre pour former un mélange homogène.

Connectez-vous pour ajouter des favoris

Pour pouvoir ajouter ou retrouver des favoris, nous devons les lier à votre compte.Et c’est gratuit !

Se connecter

Livre du professeur

Pour pouvoir consulter le livre du professeur, vous devez être connecté avec un compte professeur et avoir validé votre adresse email académique.

Votre avis nous intéresse !
Recommanderiez-vous notre site web à un(e) collègue ?

Peu probable
Très probable

Cliquez sur le score que vous voulez donner.

Dites-nous qui vous êtes !

Pour assurer la meilleure qualité de service, nous avons besoin de vous connaître !
Cliquez sur l'un des choix ci-dessus qui vous correspond le mieux.

Nous envoyer un message




Nous contacter?