Interactions électrostatiques au sein de la matière (suite)
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Interactions électrostatiques au sein de la matière (suite) III. Cohésion des ions au sein des composés ioniques : 1. Composé ionique : Un composé ionique est un empilement régulier d’un très grand nombre d’anions et de cations, l’ensemble étant électriquement neutre. La formule indique les proportions des ions constituant le composé (formule statistique) ; elle s’établit en respectant la neutralité électrique. Exemple : le carbonate de calcium dont la formule est CaCO3, formé d’ions Ca2+ (gris) et CO32- (gris clair et rouge), les proportions étant 1 pour 2. Formule d’un composé ionique : Ions présents Cation Anion Proportions X cations pour Y anions Formule Chlorure de sodium Nitrate d’argent Sulfate de cuivre II Hydroxyde de calcium Chlorure de cuivre II Sulfate d’aluminium Sulfate d’ammonium 3. Cohésion d’un cristal ionique : La cohésion du cristal ionique est assurée par des liaisons de type électrostatique. En raison de la géométrie du cristal, chaque ion Na+ est repoussé de la même façon par les autres ions Na+ dans toutes les directions de l’espace, et attiré de la même façon par les ions Cl- dans toutes les directions de l’espace. Il est donc dans une position d’équilibre. Na+ Cl- IV. Interaction entre un composé ionique et un solvant polaire : réaction de dissolution des composés ioniques 1. Mécanisme de dissolution du composé ionique dans l’eau : 1er effet de l’eau : dislocation du cristal : La molécule d’eau s’intercalant dans les interstices induit des déséquilibres électrostatiques. La cohésion du cristal est perturbée par les forces qui apparaissent entre les ions et le solvant. Le cristal se disloque ce qui signifie que les ions se séparent les uns des autres. 2ème effet de l’eau : hydratation : Chaque ion s’entoure d’un cortège de molécules d’eau. En effet l’eau se répartie autour de l’ion sous l’effet des interactions électrostatiques : Cas des anions : _ Cas de cations : + Cas particulier : hydratation du proton H+ Le proton H+ interagit si fortement avec l’eau qu’il se lie avec une molécule en établissant une liaison covalente. Il forme alors l’ion hydronium ou oxonium, qui s’hydrate à son tour. H+ H 2δ- O+ O H H H H H 3Oaq Equation de la réaction associée : H 2 O H 3ème étape : Dispersion des ions solvatés (accélérés par l’agitation) Remarque : la dissolution d’un cristal moléculaire suit les mêmes étapes que celle d’un cristal ionique. Les interactions de Van des Waals entre les ions et le solvant déséquilibrent les forces électrostatiques 2. Equation de la réaction de dissolution et formule de la solution : Exemples : Nom / formule Equation de la réaction de dissolution formule de la solution Chlorure de sodium Chlorure de cuivre Sulfate d’aluminium Remarques : Les proportions d’ions qui constituent le cristal se retrouvent évidemment dans la solution. L’indice aq rend compte de l’hydratation des ions 3. Concentration en soluté apporté : Il s’agit de ce qu’on appelait jusqu’à maintenant la concentration de la solution. C’est la quantité de soluté introduite pour fabriquer 1,0L de solution. Cette quantité de matière peut être calculée en mol ou en masse ; on distingue alors : Concentration molaire : Concentration massique (ou titre massique) : Se calcule de façon suivante : Se calcule de façon suivante : 4. Concentration effective en espèce présente en solution : Une fois le soluté dissous, ce soluté n’existe plus dans la solution ; ce sont les ions du cristal disloqué qui sont effectivement présents dans la solution. On peut calculer leurs concentrations molaires effectives : c’est la quantité d’une certaine entité chimique qui existe dans 1,0L de solution prête. Elle se note [ ] et non plus « C ». Exemple : On dissout 1,00.10-1 mol de Chlorure de cuivre II dans de l’eau. Le volume de la solution finale est 250,0mL. Equation de la réaction de dissolution : Tableau d’avancement associé à cette réaction de dissolution : x=0 (avant la dissolution) nCuCl2 xmax (lorsque tout est dissout) D’après le tableau d’avancement : xmax nCuCl2 V. Concentration molaire en soluté apporté de la solution : Concentration molaire effective en ions Cu2+ : Concentration molaire effective en ions Cl- : Remarque : CuCl 2 0 Miscibilité et solubilité d’une espèce chimique 1. Solubilité d’une espèce chimique : La solubilité est la concentration maximale en soluté apporté que peut atteindre une solution. Elle correspond à la quantité maximale (ou masse maximale) de soluté qu’on peut dissoudre dans 1L de solvant. La solubilité est définie pour un certain soluté dans un certain solvant : La solubilité d’une espèce polaire ou ionique est plus élevée dans un solvant polaire que dans un solvant apolaire. La solubilité d’une espèce apolaire est plus élevée dans un solvant apolaire que dans un solvant polaire. 2. Miscibilité : Lorsqu’un soluté est soluble dans un solvant en toute proportion, on parle de miscibilité entre les deux espèces chimiques. a. Miscibilité à l’eau : molécules hydrophiles ou hydrophobes : Les molécules organiques contenant des atomes d’hydrogène portés par des atomes d’oxygène, d’azote ou de fluor vont avoir tendance à se lier entre elles et aux molécules d’eau grâce aux liaisons hydrogènes : elles sont hydrophiles. Les molécules organiques contenant de longues chaînes carbonées ne peuvent pas créer de liaisons hydrogènes avec les molécules d’eau et les molécules hydrophiles. Elles ne se mélangent donc pas et sont dites hydrophobes. Les molécules hydrophiles et les molécules hydrophobes ne sont pas miscibles. Parmi les molécules suivantes, quelles sont celles qui sont miscibles à l’eau et celles qui sont hydrophobes ? cyclohexane pentane trichlorométhane ammoniac b. Le tableau suivant donne la solubilité de différents alcools à 20° . Expliquer l’évolution de cette solubilité. Formule brute CH3OH C2H5OH C3H7OH C4H9OH C5H22OH C6H13OH Alcool Méthanol Ethanol Propan-1-ol Butan-1-ol Pentan-1-ol Hexanol Solubilité dans l’eau à 20°C (g.L-1) Miscible Miscible Miscible 77 22 5,9 3. Application : On dispose d’une solution aqueuse contenant du diiode et du sulfate de cuivre II. Vous disposez du matériel et des solutions suivantes suivant : - Béchers - Cyclohexane - Ampoule à décanter - Eprouvette graduée Proposer une méthode qui permet de séparer le diiode du sulfate de cuivre II. Justifer la démarche. Rappel : Calcul de dilution On désire préparer 500mL de solution d’acide chlorhydrique de concentration Cf = 5,0×10-1mol.L-1 à partir d’une solution commerciale de concentration Ci = 10,0mol.L-1. Le problème est de définir quel volume v il faut prélever de solution commerciale Volume à prélever : v Concentration : Solution « mère » : Concentration : Facteur de dilution F : formule : Calcul du volume à prélever : Solution « fille » : Concentration : Volume : C’est le nombre de fois que la solution est diluée :
