chapitre ix : solides ioniques et moleculaires

CHAPITRE IX : SOLIDES IONIQUES ET MOLECULAIRES DISSOLUTIONS I)

COHESION DES SOLIDES IONIQUES I-1) Qu’est-ce qu’un solide ionique ?

Un solide ionique est un édifice chimique électriquement …………………………….constitué par un assemblage compact et ordonné d’…………………………….et de …………………………….. La cohésion du cristal est assurée par des forces attractives, de nature ……………………………. , entre les ions de signes contraires. N.B. Dans un solide ionique, l’arrangement particulier des anions et cations, implique que les forces attractives entre ions de signes contraires « l’emportent » sur les forces répulsives entre ions de même signe.

Exemple 1 : structure du cristal (solide ionique) de chlorure de sodium (sel de table) Les ion chlorure Cl- (resp. sodium Na+ ) sont situés aux centres des faces et aux sommets du cube. Les ions Na+ ( resp. Cl- ) se placent au milieu des arêtes et au centre du cube.

ion chlorure Cl

_

+

ion sodium Na

N.B. Dans la réalité les ions Na+ et Cl- sont en contact les uns avec les autres. La représentation compacte (voir doc. 6 page 155) serait plus correcte mais, peut-être, moins lisible.

Page 1 sur 9

Exemple 2 : structure du cristal (solide ionique) de fluorure de calcium Les ions fluorure F- (les plus gros) sont au sommet d’un cube, les ions calcium Ca2+ occupent un centre de ces cubes sur deux.

ion fluorure F ion calcium Ca

2+

I-2) Formule statistique d’un solide ionique Dans l’écriture de la formule, dite statistique, d’un solide ionique les charges électriques ne figurent pas. On choisit, les plus petits indices traduisant l’électroneutralité du cristal. Exercice : Compléter le tableau ci-dessous en ajoutant soit la formule du solide ionique comportant ces ions, soit les formules de l’anion et du cation qui le composent. Cation

Na+

Al3+

Anion NaCl O2SO42-

II)

CaO

MOLECULES POLAIRES ET APOLAIRES

Afin de pouvoir expliquer, au niveau microscopique, le phénomène de dissolution d’un composé ionique dans l’eau nous devons aborder au préalable la notion de polarité d’une molécule.

II-1) Electronégativité des atomes

Soit deux atomes A et B (A≠B) liés par un doublet d’électrons (doublet liant) A—B Les deux atomes étant différents ils n’ont pas la même aptitude à attirer les électrons du doublet liant. On rend compte de cette aptitude par un paramètre appelé électronégativité. Plus un atome donné aura tendance à attirer les électrons de la liaison dans laquelle il est engagé plus son électronégativité sera grande.

Page 2 sur 9

Echelle des électronégativités selon Pauling Extrait de la classification périodique

1 H 2,1 Li 1,0 Na 0,9

2

13

14

15

16

17

Be 1,5 Mg 1,2

B 2,0 Al 1,5

C 2,5 Si 1,8

N 3,0 P 2,1

O 3,5 S 2,5

F 4,0 Cl 3,0

18 He 0 Ne 0 Ar 0

Electronégativité croissante

Du fait de la différence d’électronégativité entre les atomes A et B, il apparait des charges positives (partielles) et des charges négatives (partielles) délocalisées. On dit que la liaison A –B est polarisée.

-

Si B plus électronégatif que A :

II-2) Prévision de la polarité d’une molécule Une molécule est dite polaire si elle possède un pôle négatif et un pôle positif. Elle est apolaire dans le cas contraire. Si le « centre géométrique » G+ des charges partielles positives + et le « centre géométrique » G- des charges partielles négatives - ne coïncident pas, la molécule est polaire. S’ils sont confondus, la molécule est apolaire. Exemples : Molécule de chlorure d’hydrogène (HCl)

Molécule d’eau (H2O)

Molécule de dioxyde de carbone (CO2)

Page 3 sur 9

III)

DISSOLUTION D’UN SOLIDE IONIQUE DANS UN SOLVANT POLAIRE : L’EAU III-1) Mécanisme

1ère étape : la dissociation du cristal Les molécules d’eau sont polarisées (voir § II-2). L’attraction électrostatique des molécules d’eau affaiblit les interactions entre les ions du cristal ionique. Celui-ci se désagrège.

+

-

+

-

+

-

+

+

Molécules d'eau

-

+

-

-

+ : anion : cation

2ème étape : la solvatation

Les ions s’entourent de molécules d’eau (solvatation par l’eau)

+

molécules d'eau

+

-

-

-

+

+

: cation : anion -

-

-

+ +

+ +

+

-

+

-

-

+ -

+

+

+

-

+

Page 4 sur 9

+

-

3ème étape : la dispersion Les ions hydratés se dispersent dans la solution, la solution s’homogénéise.

III-2) Equation de la réaction de dissolution d’un solide ionique dans l’eau Le phénomène de dissolution dans l’eau d’un solide ionique de formule A nBm(s) constitué de cations Ax+ et d’anions By- est une transformation chimique. L’équation de la réaction correspondante s’écrit :

eau

AnBm(s)



n Ax+ (aq)

+

m By- (aq)

Lorsque le solvant est l’eau l’ion est hydrate (entouré de molécules d’eau), on écrit alors “(aq)” à côté de sa formule. N.B. Le solide ionique et la solution ionique sont électriquement neutres donc n.x - m.y = 0 Exemple : réaction de dissolution du thiosulfate de sodium dans l’eau eau

Na2S2O3 (s)



2 Na+ (aq)

+

Exercice: Exercice 11 page 180

Page 5 sur 9

S2O32- (aq)

IV)

COHESION DES SOLIDES MOLECULAIRES IV-1) Solide moléculaire et forces de Van der Walls

Les solides moléculaires sont constitués par des molécules liées entre elles par des …………………………………………. Ces forces sont beaucoup plus faibles que celles qui assurent la cohésion des solides ioniques ou covalents, aussi le point de fusion est-il, dans ce cas, beaucoup plus bas. Par exemple le dibrome Br 2 (composé moléculaire) fond à -7°C, tandis que le bromure de sodium NaBr (composé ionique) fond à 755°C. Les forces de Van der Waals diminuent très rapidement lorsque la distance entre les molécules augmente. Les forces de Van der Waals sont aussi dues à des interactions électromagnétiques entre molécules polaires ou apolaires (voir §3-2 pages 157 et 158 de votre livre)

IV-2) Cas particulier de la liaison hydrogène IV-2-1) Mise en évidence Températures d’ébullition à pression atmosphérique normale (P=1atm) de quelques composés hydrogénés de la famille de l’oxygène (16ème colonne de la classification) de formule H2X Molécules

H2O

H2S

H2Se

H2Te

Température d’ébullition (°C)

100

-61

-42

-2

Température d'ébullition de composés hydrogénés 120 100

H2O

80 60 40 q(°C) 20 0 -20 1

H2Te 2

3

4

5

6

-40 -60 -80

H2S

H2Se Période de X

Dans la famille des composés de formule H 2X, l’eau H2O à un comportement « anormal ». Par extrapolation approximative de la courbe ci-dessus, on lirait une température d’ébullition pour l’eau d’environ -75°C alors que dans la réalité elle est de 100°C. On ne peut pas expliquer cette anomalie à partir des forces de Van der Waals.

Page 6 sur 9

IV-2-2) La liaison hydrogène Les faits expérimentaux précédents (§ IV-2-1) s’interprètent par l’existence de forces d’interactions entre les molécules d’eau dont les valeurs sont plus fortes que celles de Van der Waals. Ces interactions sont modélisées par des liaisons appelées liaisons hydrogène. Une telle liaison se forme entre un doublet non liant d’un atome O d’une molécule et l’atome H d’une molécule voisine. Schéma : liaisons hydrogènes entre molécules d’eau

De façon plus générale une liaison hydrogène s’établit lorsqu’un atome d’hydrogène lié à un atome A très électronégatif (F, O, N, Cl, …), interagit avec un atome B (F, O, N, Cl, …) également très électronégatif et porteur d’un doublet non liant. Schéma : Cas général

Exercice 1. 2. 3.

Représenter les liaisons hydrogène entre molécules de fluorure d’hydrogène (HF). Représenter les liaisons hydrogène entre molécules d’ammoniac NH 3 Représenter les liaisons hydrogènes entre molécules d’eau et d’ammoniac.

Page 7 sur 9

V)

DISSOLUTION D’UN COMPOSE MOLECULAIRE DANS UN SOLVANT Voir activité expérimentale

Si un solide moléculaire est formé de molécules polaires il est très soluble dans un solvant …………………………. (exemple du saccharose dans l’eau) La solubilité d’un soluté polaire dans un solvant polaire est favorisée lorsque des liaisons hydrogène s’établissent entre les molécules de soluté et de solvant (exemple de la dissolution du chlorure d’hydrogène HCl dans l’eau) Si un solide moléculaire est formé de molécules apolaires, il est très soluble dans un solvant ……………………………….. (exemple du diiode dans le cyclohexane)

VI)

CONCENTRATIONS VI-1) Concentration molaire apporté

VI-2) Concentration molaire effective des espèces en solution

Page 8 sur 9

IV-3) Exercice Le chlorure de fer (III) est un solide ionique constitué d’ions chlorure ( Cl- ) et d’ions fer (III). 1. 2.

Donner la formule statistique du chlorure de fer (III). On dissout une masse m = 8,12 g de chlorure de fer (III) dans de l’eau distillée. On obtient un volume V = 250 mL de solution S. 2.1. Ecrire l’équation de dissolution du chlorure de fer (III) dans l’eau. 2.2. Calculer la concentration molaire C en soluté apporté de la solution S. En déduire la concentration molaire effective des ions présents dans la solution.

N.B. La solution de chlorure de fer est corrosive. Elle est utilisée pour traiter les eaux usées et les eaux d'adduction. Elle est également utilisée pour l'attaque de métaux à base de cuivre (notamment ceux présents dans les circuits imprimés) ainsi que l'acier inoxydable.

VII)

EXTRACTION D’UNE ESPECE CHIMIQUE D’UN SOLVANT

Voir activité expérimentale : Dissolution d’un solide moléculaire

Pour extraire une espèce dissoute dans un solvant S1, on utilise un autre solvant S2, non miscible à S1, dans lequel cette espèce est nettement plus soluble. Pour réaliser la manipulation on utilise, en général, une ampoule à décanter.

Page 9 sur 9