SOLUTIONS ELECTROLYTIQUES - CONCENTRATIONS
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SOLUTIONS ELECTROLYTIQUES – CONCENTRATIONS des IONS 1- LES SOLIDES IONIQUES 1-1 Le cristal ionique L'étude d'un solide ionique montre que celui-ci est constitué d'ions positifs (cations) et d'ions négatifs (anions) bien ordonnés dans l'espace. Chaque ion est entouré d'ions voisins de signes opposés d’où l’assurance de la cohésion de cette structure ordonnée (ou cristal) par les forces électriques de Coulomb.. La distance entre deux ions voisins est de l'ordre de quelques centaines de picomètres (1 pm = 10 - 12 m). L’ensemble de cette structure est électriquement neutre. La formule statistique d’un corps ionique s’écrit sans tenir compte des ions, seuls les éléments sont représentés. 1-2 Le cristal de chlorure de sodium de formule statistique NaCl Le cristal de chlorure de sodium (sel de cuisine) est formé d'ions Na+ et Cl-. Chaque ion est entouré de six ions d'espèce différente disposés en octaèdre. Dans un tout petit grain de sel de cuisine cette disposition se répète des millions de fois. A la température de fusion tF = 801°C, le cristal est détruit, on obtient du sel fondu, dans lequel les ions sont devenus mobiles. 1-3 Le cristal de fluorure de calcium de formule statistique CaF2 Le cristal de fluorure de calcium est formé d'ions Ca2+ et d'ions F -. On trouve 2 fois plus d'ions F - que d'ions Ca2 + (pour satisfaire à la neutralité électrique du cristal). 2- LE CARACTERE DIPOLAIRE DE LA MOLECULE DE CHLORURE D'HYDROGENE ET DE LA MOLECULE D'EAU 2-1 La molécule de chlorure d'hydrogène est polaire : Considérons la molécule du gaz chlorure d'hydrogène. Les deux électrons du doublet liant entre H et Cl ont tendance à se rapprocher de l'atome Cl et à s'éloigner de l'atome H. On dit que l'élément chlore est plus électronégatif que l'élément hydrogène. La molécule de chlorure d'hydrogène est polaire, on peut la schématiser ainsi : On peut dire que le "barycentre" des charges négatives (électrons) est distinct du "barycentre" des charges positives (protons présents dans les noyaux des atomes). 2-2 La molécule d'eau est polaire : L’atome d’oxygène O attire vers lui les doublets d’électrons qui le lient aux deux atomes d'hydrogène H. Nous verrons plus loin que les deux molécules polaires HCl et H2O réagissent vivement. De façon générale, ce sont les molécules polaires qui sont les plus solubles dans l'eau et qui parfois même réagissent avec elle. 3- DISSOLUTION DES COMPOSES IONIQUES DANS L'EAU - SOLVATATION DES IONS 3-1 Dissolution du chlorure de sodium dans l'eau Nous avons vu qu'il fallait atteindre une température élevée (température de fusion tF = 801 °C) pour que le solide cristallin fonde en donnant un liquide dans lequel les ions sont devenus mobiles. Par contre, c'est à la température ordinaire, que la dissolution du chlorure de sodium dans l'eau se produit. Les molécules d'eau, polaires, exercent sur le cristal des forces électriques qui détruisent le cristal ionique. Que deviennent les ions dissous dans l'eau ? 3-2 Solvatation des ions Les molécules d'eau polaires s'orientent sous l'action de forces électriques. Leur pôle négatif (atome O) est attiré par un ion Na +, leur pôle positif (situé au milieu des atomes H) est attiré par un ion Cl -. Pour rappeler que les ions Na + et Cl - sont solvatés (liés à des molécules d'eau) on les écrira souvent Na +(aqueux) et Cl -(aqueux) ou, plus simplement, Na +(aq) et Cl -(aq). Remarque : Le phénomène de solvatation des ions, dû à l'interaction ion-dipôle, est général et d'autant plus accentué que l'ion est petit et que sa charge est élevée. 3-3 Solvatation de l'ion H + L'atome d'hydrogène H est formé d'un noyau (ne comportant qu'un seul proton positif) et d'un électron négatif. L'ion H + est donc un proton. Cet ion est très petit. Il forme avec l'eau une liaison très forte qui permet de considérer l'ion H + (aq) comme l'espèce H3O +, appelée ion oxonium (de préférence à hydronium). La solvatation de l'ion H + s'écrit : H+ + H 2O H 3O + Cet ion H3O +, présent dans une solution aqueuse, lui confère des propriétés acides. Parfois, on le notera plus simplement H + (aq). 3-4 Dispersion des ions Les deux étapes précédentes, dissociation du cristal en ions séparés, solvatation des ions, sont suivies de la dispersion des ions solvatés dans tout le volume occupé par le liquide. 4- FORMULES DES SOLUTIONS IONIQUES 4-1 Notations - Une solution aqueuse de chlorure de sodium est notée Na +(aq) + Cl -(aq). On tolère d'écrire Na + + Cl - mais en aucun cas NaCl. - Une solution aqueuse de sulfate d'aluminium est notée 2 Al 3 +(aq) + 3 SO4 2 - (aq). On tolère d'écrire 2 Al 3 + + 3 SO4 2 - mais en aucun cas Al2(SO4)3. Remarque : La notation Al2(SO4)3 est admise pour désigner le solide ionique sulfate d'aluminium mais en aucun cas pour désigner sa solution aqueuse . De même NaCl désigne le solide ionique chlorure de sodium mais en aucun cas la solution aqueuse correspondante. 4-2 Réaction associée à la dissolution d'un composé chimique dans l'eau La notation (s) désigne un solide. La notation (l) désigne un liquide. La notation (g) désigne un gaz. - Cas d'un solide ionique : NaCl (s) Na +(aq) + Cl -(aq) - Cas d'un liquide (acide sulfurique H2SO4) : H2SO4 (l) 2 H +(aq) + SO42 - (aq) H2SO4 (l) + 2 H2O ou 2 H3O + + SO42 - (aq) - Cas d'un gaz (chlorure d'hydrogène HCl) : HCl (g) HCl (g) + H2O H +(aq) + Cl -(aq) H3O + + Cl -(aq) 5- CONCENTRATION MOLAIRE DU SOLUTE - CONCENTRATION MOLAIRE DES IONS EN SOLUTION On dissout n = 0,10 mol de sulfate de sodium (Na2SO4) dans l'eau. La solution a un volume V = 1 L. Calculer la concentration des espèces chimiques en solution.
