Chim. N° 05

Dissolution de

composés ioniques

et moléculaires.

Cours.

 

   

 

Mots clés :

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I- Dissolution d’une espèce chimique.

1)- Introduction.

2)- Les différents types de solvants.

II- Dissolution d’un solide ionique dans un solvant polaire.

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

2)- Équation d’une réaction de dissolution dans l’eau d’un solide ionique.

III- Dissolution d’un composé moléculaire dans un solvant.

1)- Dissolution d’un soluté polaire dans un solvant polaire.

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

IV- Détermination de la concentration d’un ion en solution.

1)- Concentration molaire en soluté apporté.

2)- Concentration molaire d’une espèce dissoute.

V- Applications.  (Lien vers Chim N° 02 solutions électrochimiques et concentration)

1)- QCM :

QCM 01 sous forme de tableau.

QCM 01 réalisé avec le logiciel Questy : pour s'auto-évaluer.

QCM 02 sous forme de tableau.

QCM 02 réalisé avec le logiciel Questy : pour s'auto-évaluer.

QCM N° 01 Révisions

QCM N° 01 Questy Révisions

QCM N° 02 Révisions

QCM  N° 02 Questy Révisions

2)- Exercices :


 

Exercices :  énoncé avec correction

a)-  Exercice 7 page 180. Justifier la polarité d’un solvant.

b)-  Exercice 9 page 180. Identifier un solvant polaire ou apolaire.

c)-  Exercice 10 page 180. Expliquer la dissolution d’un solide ionique dans l’eau.

d)-  Exercice 11 page 180. Écrire des équations de dissolution.

e)-  Exercice 12 page 180. Étudier des solutions ioniques.

f)-   Exercice 13 page 180. Expliquer la dissolution de l’acétone dans l’éther.

g)-  Exercice 19 page 181. Concentrations molaires effectives.

h)-  Exercice 22 page 182. Un médicament contre l’anémie.

I- Dissolution d’une espèce chimique.

1)- Introduction.

-       Lorsqu’on dissout une espèce chimique dans un liquide on obtient une solution.
-    L’espèce chimique dissoute est appelée le soluté.
-    Le liquide dans lequel on dissout l’espèce chimique est appelé le solvant.
-    Si le solvant utilisé est l’eau, on obtient une solution aqueuse.

    Solution électrolytique :

-    Une solution électrolytique est une solution qui conduit le courant électrique car elle contient des cations et anions.
-    Une solution électrolytique est électriquement neutre.
-  Elle contient autant de charges positives que de charges négatives.

    Exemples de solutions électrolytiques :

-    Dissolution du permanganate de potassium dans l’eau.
-  On obtient une solution aqueuse colorée (violette) qui contient des ions permanganate et des ions sodium.
-    Dissolution de chlorure de sodium dans l’eau.
-  On obtient une solution aqueuse salée (incolore) qui contient des ions chlorure et des ions sodium.

    Solution qui ne conduit pas le courant électrique :

-    Dissolution du saccharose (C12H22O11) dans l’eau.
-  On obtient une solution sucrée qui est une solution aqueuse qui contient des molécules de saccharose.
-    Dissolution du diiode (I2) dans l’eau :
-  On obtient une solution colorée qui est une solution aqueuse qui contient des molécules de diiode.
-    Ces solutions ne conduisent pas le courant électrique.
-    Lors de la réalisation de la solution, le soluté ne réagit pas avec l’eau.
-  C’est le cas de la solution de saccharose (C12H22O11) et de celle du diiode (I2).
-    La solution de saccharose contient des molécules de saccharose parmi des molécules d’eau et la solution de diiode contient des molécules de diiode parmi des molécules d’eau.

2)- Les différents types de solvants.

a)-  Les solvants polaires.

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

-    Exemple :
-    L’eau H2O est un solvant polaire.
-  La molécule d’eau est une molécule polaire.
-    La liaison H – O est une liaison polarisée.
-  Ceci provient du fait que la molécule d’eau est une molécule coudée.
-  (Chap. N° 06 Cohésion de la matière à l’état solide)

 

-    La molécule d’éthanol CH3CH2OH est une molécule polaire, c’est un solvant polaire.
-    Cette molécule possède des liaisons polarisée : C – O et H – O.
-    p (C – O) ≈ 1,3 D et p (H – O) ≈ 1,5 D
-    Par construction géométrique, on trouve : p (CH3CH2OH) ≈ 1,7 D
-    Géométrie de la molécule :
-    Échelle : 2 cm ↔ 1 D
-    p1 ≈ 3 cm ; ℓp1 ≈ 2,6 cm 
-    On mesure ℓp ≈ 3,4 cm 
-    En conséquence, p (CH3CH2OH) ≈ 1,7 D

 

b)-  Les solvants apolaires.

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

-    Exemples : les molécules de cyclohexane, d’heptane, d’octane, … sont des molécules apolaires.
-    Cela vient du fait que la liaison C – H est faiblement polarisée.
-    La molécule de tétrachlorure de carbone est apolaire bien que la liaison C – Cl soit polarisée.
-     Cette particularité est liée à la géométrie de la molécule.

 

-    L’atome de carbone est au centre d’un tétraèdre régulier dont les atomes de chlore occupent les sommets.
-    La somme vectorielle de tous les moments dipolaires est nulle.

 

 

Pour comprendre la construction dans l’espace

 

 

 

clip vidéo

Construction 

-    Remarque : On peut admettre, comme les liaisons C – H sont très peu polarisées que :
-    Les solvants dont les molécules ne comportent que des atomes de carbone et d’hydrogène sont apolaires.
-    Ceci , même en l’absence de symétrie de la molécule,

 

II- Dissolution d’un solide ionique dans un solvant polaire.

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

*     Exemple : 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.

*    La dissolution d’un cristal ionique dans un solvant polaire se déroule en 3 étapes :

-    La dissociation des ions du solide ;
-    La solvatation des ions ;
-    La dispersion des ions dans le solvant.

*    Les solides ioniques sont très solubles dans les solvants polaires.

-    Les ions s’entourent dans ce cas de molécules de solvant.
On dit qu’ils sont solvatés.

2)- Équation d’une réaction de dissolution dans l’eau d’un solide ionique.

    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 :

 

eau

 

 

 

NaCl (s)

Na+ (aq)

+

Cl (aq)

*    Règles de conservation :

-    L’équation de dissolution doit respecter la conservation des éléments chimiques et la conservation de la charge.

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

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

-    Réponse :

 

eau

 

 

 

CaF2 (s)

Ca2+ (aq)

+

2 F (aq)

 

III- Dissolution d’un composé moléculaire dans un solvant.

1)- Dissolution d’un soluté polaire dans un solvant polaire.

a)-  Premier cas : Il n’y a pas formation de liaisons 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.

Molécule de propanone

Molécule de butanone

 

 

-    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.

*    Conclusion : les solutés polaires sont solubles dans les solvants polaires.

 

b)-  Deuxième cas : il a formation de 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 solvant (eau) ;
-    Et la formation de nombreuses liaisons hydrogène qui s’établissent entre les molécules de soluté (le saccharose) et les molécules de solvant (eau).
-     Équation de dissolution :

 

eau

 

C12H22O11 (s)

C12H22O11 (aq)

*     Exemple 1 : On verse délicatement quelques gouttes d’acide sulfurique H2SO4 (ℓ) dans une fiole jaugée contenant de l’eau.
-    On agite. On obtient une solution homogène.
-  C’est une solution aqueuse d’acide sulfurique.
-    La solution obtenue conduit le courant électrique.
-    Dans le cas présent l’interaction entre le soluté et le solvant est tellement importante que certaines liaisons covalentes du soluté sont rompues.
-    On obtient des ions hydrogène hydratés H+ (aq) (autre notation H3O+) et des ions sulfate SO42– (aq) dans la solution.
-    Équation de dissolution :

 

eau

 

 

 

H2SO4 (ℓ)

2 H+ (aq)

+

SO42– (aq)

*    Conclusion : les solutés polaires sont solubles dans les solvants polaires.

-    La solubilité d’un soluté polaire dans un solvant polaire est favorisée lorsque des liaisons hydrogène se forment entre les molécules de soluté et les molécules de solvant.

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

*    Les solutés moléculaires apolaires ou peu polaires sont généralement solubles dans les solvants apolaires.

 

IV- Détermination de la concentration d’un ion en solution.

1)- Concentration molaire en soluté apporté.

*    Relation :

-    La concentration molaire volumique C (s) en soluté apporté est égale au quotient de la quantité de matière n (s) en soluté apporté par le volume V de la solution :

    C (s) concentration en soluté apporté en mol / L

*    n (s) quantité de matière de soluté apporté en mol

*    V volume de la solution aqueuse obtenue en L.

    Application 1 :

-    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.

    Réponse :

-    Concentration de la solution en soluté apporté :
-    Relation 1 :
-    Relation 2 :
-    En combinant 1 et 2, il vient :
-     
-    Masse molaire du soluté :
-     
-    Concentration en soluté apporté :
-     

2)- Concentration molaire d’une espèce dissoute.

-    Soit X l’espèce dissoute.
-  L’espèce X peut être une molécule ou un ion.
-    Notation de la concentration de l’espèce chimique en solution : [X]

*    Relation :

 

*    [X]  Concentration de l’espèce X en mol / L

*    n(X) Quantité de matière de l’espèce X en mol

*    V volume de la solution aqueuse en L.

    Application 2 : Déterminer la concentration en ions sodium et en ions sulfate de la solution précédente.

    Réponse :

-    Pour pouvoir résoudre cet exercice, il faut utiliser l’équation de dissolution.

 

eau

 

 

 

Na2SO4 (s)

2 Na+ (aq)

+

SO42– (aq)

-    Le mieux maintenant est de travailler avec un tableau d’avancement pour déterminer l’état final et avoir le bilan de quantité de matière.

Équation bilan

 

eau

 

 

 

Na2SO4 (s)

2 Na+ (aq)

+

SO42– (aq)

État du système

Avancement

n (Na2SO4)

 

n (Na+)

 

n (SO42–)

État initial

x = 0

n (s) ≈

 

0

 

0

État final

x = xmax

n (s) – xmax = 0

 

2 xmax = 2 n (s)

 

xmax  = n (s)

-    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.

 

V- Applications.

(Lien vers Chim N° 02 solutions électrochimiques et concentration. Exercices)

1)- QCM : pour chaque question, indiquer la (ou les) bonne(s) réponse(s).

QCM 01 sous forme de tableau.

QCM 01 réalisé avec le logiciel Questy : pour s'auto-évaluer.

QCM 02 sous forme de tableau.

QCM 02 réalisé avec le logiciel Questy : pour s'auto-évaluer.

QCM N° 01 Révisions

QCM N° 01 Questy Révisions

QCM N° 02 Révisions

QCM  N° 02 Questy Révisions

2)- Exercices :  Exercices : énoncé avec correction

a)-  Exercice 7 page 180. Justifier la polarité d’un solvant.

b)-  Exercice 9 page 180. Identifier un solvant polaire ou apolaire.

c)-  Exercice 10 page 180. Expliquer la dissolution d’un solide ionique dans l’eau.

d)-  Exercice 11 page 180. Écrire des équations de dissolution.

e)-  Exercice 12 page 180. Étudier des solutions ioniques.

f)-   Exercice 13 page 180. Expliquer la dissolution de l’acétone dans l’éther.

g)-  Exercice 19 page 181. Concentrations molaires effectives.

h)-  Exercice 22 page 182. Un médicament contre l’anémie.