1.1. Solide ionique
Un cristal ionique est un empilement régulier de cationsions positifs et d'anionsions négatifs.
Leur cohésion est assurée par l'interaction électrostatique.
EXEMPLE : Le cristal de chlorure de sodium (sel de table), de formule statistique NaCl(s), est un assemblage régulier d'ions chlorure Cl- et sodium Na+, en quantités égales.
Dans ce cristal, une interaction attractive lie chaque ion aux ions de signe opposé, proches. Ainsi, l'attraction l'emporte sur la répulsion avec les ions de même signe. vidéo
1.2. Solide moléculaire
La cohésion des solides moléculaires est assurée par des interactions plus faibles que celles qui s’exercent entre les ions du cristal ionique :
─ L’interaction de Van der Waals établie entre les nuages électroniques.
─ La liaison hydrogène établie entre un atome H et un atome très électronégatif portant un doublet non liant dans une molécule polaire (doc 2).
2.1 L'eau comme solvant
La dissolution d’un solide ionique dans l’eau se fait en 3 étapes :
─ dissociationLes molécules d'eau, polaires, fragilisent la cohésion du cristal. des ions du solide ;
─ solvatationLes ions 'solvatés' sont entourés de molécules de solvant. des ions (hydratation) (doc 3) ;
─ dispersionLes ions du soluté sont dispersés par le solvant. des ions dans la solution.
2.2 Équation de dissolution
Pour modéliser, au niveau macroscopique, la dissolution d’un composé ionique dans l’eau, on écrit une équation de réaction, en utilisant les notations (s) pour "solide" et (aq) pour "en solution aqueuse".
solide ionique → ions solvatés
EXEMPLES :
Dissolution du chlorure de sodium : \( \displaystyle\mathsf { NaCl_{(s)} \xrightarrow{eau} Na^+_{(aq)}\ +\ Cl^-_{(aq)} } \)
La formule dit qu'il y a autant d'ions sodium Na+ que d'ions chlorure Cl- dans le solide. L'électroneutralité du cristal est respectée. Pareil à droite. Il y aura autant d'ions Na+ que d'ions Cl- en solution.
Dissolution du fluorure de calcium : \( \displaystyle\mathsf { CaF_{2\ (s)} \xrightarrow{eau} Ca^{2+}_{(aq)}\ +\ 2\ F^-_{(aq)} } \)
La formule dit qu'il y a 2 fois plus d'ions fluorure F- que d'ions calcium Ca2+ dans le solide. L'électroneutralité du cristal est respectée. Pareil à droite. Il y aura 2 fois plus d'ions F- que d'ions Ca2+ en solution.
Exercice : La formule statistique d'un sel est FeCl3.
1. Quelle est la charge électrique de l'ion fer présent dans ce solide ?
2. Quel peut être le nom de ce sel ?
3. Écrire l'équation de dissolution de ce solide ionique.
2.3 Concentration des ions dans la solution
écriture
Si la quantité de matière nX d'un ion X est présente dans un volume V de solution, la concentration en ion X s'écrit :
\( \displaystyle\mathsf{[X]} =\ \mathsfit{\frac{n_X}{V}} \)
\( {\displaystyle\mathsf{[X]}\ \mathsf{(mol.L^{-1})}} \)
\( {\displaystyle\mathsfit{n_X}\ \mathsf{(mol)}} \)
\( {\displaystyle\mathsfit{V}\ \mathsf{(L)}} \)
calcul
Si une quantité de matière n d'un sel \( \displaystyle\mathsf{A_{{\color{red}a}}B_{{\color{Cerulean}b}}} \) est dissoute pour donner un volume V de solution :
\( \displaystyle\mathsf{[A]} =\ \mathsfit{\frac{n_A}{V}} =\ \mathsfit{\frac{{\color{red}a}\times n}{V}} \) et \( \displaystyle\mathsf{[B]} =\ \mathsfit{\frac{n_B}{V}} =\ \mathsfit{\frac{{\color{Cerulean}b}\times n}{V}} \)
Exemple :
Si une quantité de matière n de sulfate de sodium est dissoute pour donner un volume V de solution, les concentrations [Na+] et [SO42-] se calculent ainsi :
| équation | Na2SO4 (s) → 2 Na+(aq) + SO42-(aq) | ||
| initial | n | 0 | 0 |
| final | 0 | 2 n | n |
\( \displaystyle\mathsf{[Na^+]} =\ \mathsfit{\frac{n_{Na^+}}{V}} =\ \mathsfit{\frac{\mathsf{{\color{red}2}}\times n}{V}} \) et \( \displaystyle\mathsf{[SO_{4}^{2-}]} =\ \mathsfit{\frac{n_{SO_{4}^{2-}}}{V}} =\ \mathsfit{\frac{n}{V}} \)
Exercice : Le sulfate de potassium solide K2SO4 est formé d'ions sulfate SO42- et d'ions potassium K+.
On dissout une masse de 4,35 g de sulfate de potassium dans un volume d’eau ajusté à V = 500 mL.
Masse molaire du sulfate de potassium : 174,3 g.mol-1.
1. Déterminer la quantité de matière n de K2SO4 dissous.
2. Écrire l'équation de dissolution de ce solide ionique.
3. Déterminer les concentrations [K+] et [SO42-] de la solution obtenue.
3.1. Compatibilité soluté/solvant
solubilité des solides
Un solide ionique est soluble dans un solvant polaire.
Exemple : Le sel NaCl est soluble dans l'eau H2O (polaire), insoluble dans le cyclohexane (apolaire).
Un solide moléculaire est soluble dans un solvant polaire si ses molécules sont polaires.
Exemple : Le sucre, saccharose (polaire), est soluble dans l'eau H2O (polaire).
Un solide moléculaire est soluble dans un solvant apolaire si ses molécules sont apolaires.
Exemple : Le diiode I2 (apolaire) est soluble dans le cyclohexane (apolaire) 2,7 g·L−1. Peu soluble dans l'eau (0,3 g·L−1).
miscibilité des liquides
Deux liquides polaires sont miscibles.
Exemple : L'eau et l'éthanol (C2H5OH) sont miscibles (liaisons hydrogène) (doc 4). L'eau et l'huile (apolaire) ne se mélangent pas.
Deux liquides apolaires sont miscibles.
Exemple : Le toluène et le chloroforme (apolaires) sont miscibles. Le toluène et l'eau (polaire) ne sont pas miscibles.
3.2. Extraction liquide/liquide
Ou extraction par un solvant : technique de séparation des constituants d’un mélange grâce aux solubilités différentes.
Choix du solvant extracteur
─ L’espèce à extraire doit être plus soluble dans le solvant d’extraction que dans le solvant initial.
─ Les deux solvants doivent être non miscibles.
EXEMPLE : Extraction du diiode d'une solution aqueuse par le cyclohexane.
On trouve l'iode dans un flacon de Bétadine (solution aqueuse de povidoneCe vecteur de l'iode augmente un peu sa solubilité dans l'eau. iodée). Pour autant, le cyclohexane est un bien meilleur solvant que l'eau. Et il n'est pas miscible avec l'eau. Il peut servir de solvant extracteur du diiode.
NOTER : Le cyclohexane s'évapore facilement. Cela pourrait se faire sous hotte et permettrait de récupérer les cristaux de diiode solide. Cependant, le cyclohexane est toxique !. La démonstration de la migration d'un solvant à l'autre peut s'arrêter avant 🙏.
Exercice : L'éthanol est, comme le cyclohexane, un excellent solvant pour le diiode. Auriez-vous choisi l'éthanol comme solvant extracteur ? Justifier (comme toujours 😛).
3.3. Les savons
La molécule d'eau est polaire. Les lipides (corps gras) sont apolaires.
L'eau et les lipides ne sont pas miscibles.
L'ion carboxylate possède (doc 5) :
― une tête polaire (hydrophile) ;
― une chaîne carbonée apolaire (lipophile).
L'ion carboxylate, tensioactif amphiphile, est l'espèce détergente du savon :
1. Action sur les graisses
Les queues lipophiles (hydrophobes) s’accrochent à la graisse. Les têtes hydrophiles restent avec l’eau.
2. Formation de micelles (doc 6)
Les ions carboxylate entourent la graisse et forment des micelles qui permettent à la graisse de rester en suspension dans l’eau (émulsion).
3. Élimination par rinçage
Encapsulée dans les micelles, la graisse est éliminée au rinçage.
Applications usuelles de tensioactifs : ils peuvent jouer le rôle d'émulsifiant, de moussant, de mouillant ou de détergent... crème de soin, gel douche, shampoing, dentifrice, liquide vaisselle, mousse à raser, mayonnaise (lécithine de l'œuf), crèmes glacées...
Le tensioactif des savons, l'ion carboxylate. Amphiphile = lipophile et hydrophile.
Le caractère amphiphile de l'ion carboxylate lui confère des propriétés lavantes.