|
Chapitre 3 - Solutions électrolytiques
A / Solides ioniques cristallins
1 / Structure d’un solide ionique cristallin
Un solide ionique (ou sel) est un solide composé d’ions, les anions et les cations sont disposés de façon ordonnée dans l’espace.
Un solide ionique est électriquement neutre il contient donc autant de charges positives que de charges négatives, mais pas forcément autant d’anions que de cations.
Formule d’un solide ionique constitué d’ions Mp+ et Xq- : MqXp
Exemples :
Le chlorure de sodium contient des ions chlorure Cl- et sodium Na+
Sa formule chimique est donc : NaCl (autant de Cl- que de Na+)
Le fluorure de calcium contient des ions fluorures F- et calcium Ca2+
Sa formule chimique est donc : CaF2 (deux fois plus d’ions fluorure que d’ions calcium)
2 / Cohésion du cristal
Dans un cristal ionique, chaque ion a pour plus proche voisin des ions de charges opposées, les forces d’interaction électrostatique entre l’ion et ses plus proches voisins sont donc attractives, ce qui assure la cohésion de l’édifice ionique.
Exemple : oralement : livre page 34 et 36
Questionnaire 1 page 34
a ) Un ion Na+ a six voisins Cl-, et un ion Cl- a six voisins Na+.
b ) Un ion Ca2+ a huit voisins F-, et un ion F- a quatre voisins Ca2+.
c ) La différence du nombre de voisins immédiats d’un ion donné, pour des solides différents, provient de la taille et de la charge de l’ion.
d ) Un ion chlorure a, dans le plan (P), quatre ions sodium comme voisins immédiats. Dans un plan perpendiculaire à (P), un ion chlorure a aussi quatre ion sodium comme voisins immédiats.
e ) Les structures sont compactes, régulières, et ordonnées.
Remarque :
Il existe également des forces répulsives entre ions portant des charges de même signe, cependant les ions sont répartis de telle sorte que les attractions l’emportent sur les répulsions.
B / Polarité d’une molécule
1 / Electronégativité d’un élément chimique
Une molécule est constituée d’atomes liés entre eux par des liaisons covalentes, ces liaisons sont formées par la mise en commun par chaque atome d’un électron.
Les atomes ont plus ou moins tendance à attirer vers eux les 2 électrons engagés dans une liaison covalente.
Cette tendance est appelée électronégativité, plus un atome est électronégatif et plus il attire les électrons d’une liaison vers lui.
Il existe une relation entre l’électronégativité d’un élément et sa place dans la classification périodique.
Oralement :
L’électronégativité augmente quand on se déplace dans la classification périodique de gauche à droite et de bas en haut.
2 / Polarité d’une molécule
Une molécule est dite polaire (elle se comporte alors comme un dipôle électrique) lorsque les barycentres (voir cours de mathématique) des charges positives et négatives ne sont pas confondus, sinon elle est apolaire.
Le caractère polaire d’une molécule dépend d’une part de l’électronégativité des atomes qui la composent et d’autre part de la géométrie de la molécule.
3 / Molécule diatomique apolaire
Une telle molécule est constituée par 2 atomes identiques (H2, Cl2, O2…), chacun des 2 atomes apporte alors autant de charges positives (protons du noyau) que de charges négatives (électrons), et la tendance à attirer les électrons de la liaison vers eux est la même.
La charge positive globale se situe exactement entre les 2 atomes, cette position est appelée barycentre des charges positives.
De même, le barycentre des charges négatives se situe exactement entre les 2 atomes, les 2 barycentres sont donc confondus et la molécule est apolaire.
Exemple : La molécule de dihydrogène H2
4 / Molécule diatomique polaire
Dans une telle molécule les deux atomes sont différents et ils n’ont donc pas la même électronégativité. Les deux électrons sont donc déplacés vers l’élément le plus électronégatif et il en résulte que les barycentres des charges positives et négatives ne sont plus confondus. Une telle molécule est donc polaire, elle constitue un dipôle électrostatique car elle se comporte comme deux charges ponctuelles de signes opposés situées aux deux barycentres, c’est à dire à une distance très petite l’une de l’autre.
Exemple : La molécule de chlorure d’hydrogène (HCl)
Le barycentre des charges positives est situé au 17/18eme de la distance séparant les deux atomes, car Cl apporte 17 des 18 protons de cette molécule.
Rappel sur les barycentres : oralement par écrit : exemple pour les charges positives :
1 GH + 17 GCl = 0 car H : 1+ et Cl : 17+
GH + 17 ( GH + HCl ) = 0
18 GH = 17 ClH toutes les grandeurs sont vectorielles
HG = 17/18 HCl
Le chlore (Z=17) est plus électronégatif que l’hydrogène (Z=1) donc les 2 électrons de la liaison sont plus proche de Cl que de H, ce qui explique que le barycentre des charges négatives est légèrement décalé vers l’atome Cl par rapport à la position du barycentre des charges positives.
5 / La molécule d’eau
Elle est formée de 2 atomes d’hydrogène (Z=1) et d’un atome d’oxygène (Z=8).
A cause de la présence de 2 doublets non liants appartenant à l’atome d’oxygène elle n’est pas linéaire mais coudée : l’angle HOH est égal à 104.5°.
Dans cette molécule les barycentres des charges positives (de valeur +10e) et des charges négatives (de valeur -10e) sont situés sur la bissectrice de l’angle HOH.
L’oxygène étant plus électronégatif que l’hydrogène il attire vers lui les deux doublets d’électrons des deux liaisons, ce qui provoque un léger décalage du barycentre négatif par rapport au barycentre positif, la molécule H2O est donc polaire.
Remarque :
Si la molécule d’eau était linéaire les deux barycentres seraient confondus et la molécule serait apolaire.
C / Solutions aqueuses électrolytiques
1 / Définition
Une solution électrolytique, appelée aussi solution ionique, est constituée d’un soluté dissous dans un solvant, une telle solution contient des ions et elle conduit le courant électrique.
Le soluté peut être solide (NaCl, NaOH…), liquide (H2SO4, HNO3…) ou gazeux (HCl ….).
Le soluté, appelé aussi électrolyte, est soit un cristal ionique soit une molécule polaire.
Exemples :
Pour une solution d’eau salée l’électrolyte est un cristal ionique : le chlorure de sodium NaCl(s) et la solution électrolytique obtenue conduit le courant électrique, elle est notée :( Na+(aq) + Cl -(aq)).
Pour une solution d’acide chlorhydrique ( H+(aq) + Cl -(aq)) l’électrolyte est un gaz : le chlorure d’hydrogène HCl(g).
2 / Dissolution d’un électrolyte dans l’eau
La dissolution d’un électrolyte peut être décrite en trois étapes : La dissociation de l’électrolyte, la solvatation, et la dispersion des ions.
Cette dissolution n’est possible que si le solvant est polaire, ce qui est le cas de la molécule d’eau.
Première étape : La dissociation
Au contact de l’eau, qui est un solvant polaire, un cristal ionique voit ses cations attirés vers le pôle négatif des dipôles constitués par les molécules d’eau tandis que les anions sont attirés par les pôles positifs de le molécule d’eau.
Ainsi les forces électrostatiques qui permettent la cohésion du cristal sont affaiblies et il y a dissociation progressive du cristal.
De même, par action de l’eau, un électrolyte constitué de molécules polaires est dissocié en 2 ions distincts A+ et B-
Deuxième étape : La solvatation
Par attraction électrostatique, les ions passés en solution s’entourent d’un « bouclier » de molécules d’eau, qui les empêche de se rapprocher les uns des autres pour former des liaisons entre eux : c’est le phénomène de solvatation des ions.
Les ions hydratés sont notés avec le qualificatif (aq), par exemple Na+(aq) symbolise un ion sodium entouré de molécules d’eau.
L’ion hydrogène H+ correspond à un proton, en solution aqueuse il est noté H+(aq) mais on peut également l’écrire H3O+(aq) il porte alors le nom d’ion oxonium.
Troisième étape : La dispersion
Les ions hydratés se dispersent dans la solution et après agitation la solution devient homogène : c’est la dispersion.
3 / Équation bilan de la dissolution d’un électrolyte
Le phénomène de dissolution est une transformation chimique, l’équation bilan associée est appelée équation de dissolution.
Exemples :
La dissolution du cristal ionique NaCl(s) dans l’eau s’écrit :
NaCl(s) ? Na+(aq) + Cl -(aq)
La dissolution du gaz chlorure d’hydrogène HCl(g) s’écrit :
HCl(g) ? H+(aq) + Cl -(aq)
La dissolution de l’acide sulfurique liquide H2SO4(l) s’écrit :
H2SO4(l) ? 2 H+(aq) + SO42-(aq)
La formule du sulfate de cuivre pentahydraté CuSO4,5H2O signifie qu’une mole de sulfate de cuivre solide s’accompagne de 5 moles de molécules d’eau, la dissolution de ce solide s’écrit :
CuSO4,5H2O(s) ? Cu2+(aq) + SO42-(aq) + 5 H2O(l)
D / Concentration
1 / Concentration en soluté apporté
La concentration en soluté apporté, noté c, est donné par la relation :
c = n/V avec : C : concentration en mol/L
n : quantité de matière en mol
V : volume en L
2 / Concentration des différents ions en solution
La concentration molaire d’un ion X présent en solution, noté [ X ], est donné par la relation :
[X] = n(X)/V avec : [X] : concentration de l’espèce X en mol/L
n : quantité de matière en mol
V : volume en L
Remarque :
La concentration molaire d’un ion n’est pas forcément égale à la concentration molaire en soluté apporté.
Exemple :
Quand on dissout du fluorure de calcium dans l’eau ( CaF2(s )? Ca2+ + 2 F )-, le nombre de mole d’ions calcium en solution est le même que celui du fluorure de calcium apporté, par contre le nombre de mole d’ion fluorure est le double donc :
[F -] = 2 [Ca2+] = 2 c(CaF2)
| 
