C1.3. Dissolution des composés ioniques et moléculaires

Programme de Première S - BO 30 Septembre 2010
C1.3.Dissolutiondescomposésioniquesetmoléculaires
Miseensituation
Aucoursdenosexpériencesdechimienousavonsvuquecertainessubstancespouvaientêtre
solublesdanscertainssolvantsouquecertainesmoléculesétaientplussolublesdanscertains
solvantsquedansd’autres.D’oùvientcecomportementenfonctiondessolvants?
De la même façon que dans le chapitre précédent, nous allons voir l’importance des
interactionsdeVanderWaalsetdespontshydrogènedanslecomportementdessolutions
aqueuses. Nous allons essayer de comprendre comment se passe la dissolution d’un composé
ioniquedissoutdansl’eau,maiségalementessayerd’expliquerlescomportementsétrangesdes
polymèressuper-absorbantsquel’ontrouvedanslescouchespourbébé,desalginates,quisont
de plus en plus utilisés pour la « cuisine moléculaire » moderne ou encore des composés
tensioactifs que l’on trouve dans de très nombreux produits de la vie courante : cosmétiques,
savons,lessivesetmêmeproduitsalimentaires.
Solvantspolairesouapolaires
Nousavonsvuprécédemmentqu’unesolutionestlerésultatdeladissolutiond’unsolutédans
unsolvant.Toutesolutionestglobalementélectriquementneutre.
Unesolutionpeutêtrelerésultatdeladissolutiond’uncomposémoléculaire,commeunsucre
ouuneautremolécule,oudeladissolutiond’uncomposéionique,commelesel.Danscesecond
cas on parlera de solution ionique, mais la présence de particules, les ions, électriquement
chargés,nechangepaslefaitquel’ensembledelasolutionestélectriquementneutre.
Pourquoi peut-on dissoudre certaines substances dans certains solvants et d’autres pas ou
moinsbien?
Gardonsd’abordàl’espritquelesolvantestl’espècemajoritairedelasolution,etquesile
solvantestl’eau(lesolvantlepluscourant,autantdansnosviesquotidiennesqu’enchimie),on
parleradesolutionsaqueuses.
Les propriétés du solvant vont dépendre de la géométrie de la molécule et des atomes qu’il
contient.Deuxcatégoriesdesolvantpourrontdèslorsêtresdistinguées:lessolvantspolaires
etlessolvantsapolaires.
Unsolvantpolairedoitposséder:
• Desliaisonspolarisées,c’estàdiredesliaisonscovalentesentredeuxatomesquiontune
différenceimportanted’électronégativité(voirlechapitreprécédent)induisantlacréation
dechargespartielles(q)departetd’autredecetteliaison.
• Etlapositionmoyennedeceschargespartiellesnedoitpasêtreconfondue.
Prenonsl’exemplecomparédelamoléculed’eauetdecellededioxydedecarbone:
• Dans la molécule d’eau (H2O), l’électronégativité des atomes d’hydrogène et de l’atome
d’oxygèneesttrèsdifférente.𝛘O(3,44)>𝛘H(2,2).Ils’ensuitquelamoléculepossèdeune
charge partielle négative au niveau de l’atome d’oxygène et une charge partielle
positiveauniveaudesatomesd’hydrogène.Lamoléculeétantcoudée,lamoyenne
deschargespositivesn’estpasconfondueaveclamoyennedeschargesnégativeset
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cette molécule va se comporter comme un dipôle (négatif du côté de l’atome
d’oxygèneetpositifducôtédesatomesd’hydrogène)
• Dans la molécule de dioxyde de carbone (CO2), il y a également une différence
d’électronégativité entre les atomes d’oxygène et l’atome de carbone car
𝛘O (3,44) > 𝛘C (2,6). Mais comme la molécule est linéaire et que les deux atomes
d’oxygène sont situés de part et d’autre de l’atome de carbone, la moyenne des
charges positives et négatives est confondue. Le dioxyde de carbone est donc
apolaire. Ceci dit, vu qu’il ne peut pas se présenter à l’état liquide à la pression
atmosphériquenormale,sonutilitécommesolvantestdetoutefaçontrèsréduite!
Polaire ou apolaire
⊖-2q
G
-q
+q
+2q
+q
⊖
⊕
-q
G
G
⊕
La molécule de dioxyde de carbone
est apolaire
La molécule d'eau est polaire
Pour savoir si un solvant est polaire ou apolaire, il faut donc connaitre la forme de la
molécule et étudier la répartition des charges partielles relevant de la différence
d’électronégativitéentrelesatomes.
Note:Dansleslogicielsdemodélisationmoléculaires,ilestparfoispossibled’af`icherla
« surface électrostatique » des molécules dans laquelle apparaît très clairement la
présencedechargespartiellesmoyennessouslaformed’unecolorationrougeducôté
négatif, bleu du côté positif et vert pour les parties de molécules qui ne sont pas
chargées.
Zone électronégative (rouge)
-(q+q')
⊖
G
Solvant polaire et apolaire
Cycolhexane :
Solvant apolaire
+q'
G
+q
Ethanol :
Solvant polaire
⊕
Zone électropositive (bleue)
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Zone électriquement neutre (vert)
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Ainsil’éthanolpossèdedeuxliaisonsfortementpolarisées:C-OetO-Hauniveaudela
fonctionalcool.Lamoléculeétantcoudéeàceniveau,lamoyennedeschargesn’estpas
confondueetlamoléculeestdoncpolaireavecdeschargespartiellesbienvisiblessur
sasurfaceélectrostatique(ci-dessus).Onditquel’éthanolestdoncunsolvantpolaire
(commel’eau).
Enrevanche,lecyclohexanenepossèdequedesliaisonsC-HetC-C,trèspeupolarisées.
Comme tous les solvants dont les molécules ne contiennent que des atomes de
carboneetd’hydrogène,c’estunsolvantapolaire.
Interactions moléculaires dans un solvant : Dissolution de composés
moléculaires
Les espèces de même nature se « marient » bien entre elles. En conséquence, les molécules
polairessontplussolublesdanslessolvantspolairesquedansdessolvantsapolaires.
En effet, les molécules polaires vont réaliser facilement des liaisons de Van der Waals
entre les molécules du solvant et du soluté et parfois même des liaisons hydrogène (voir
chapitreprécédent)lorsquec’estpossible.
Cesliaisonshydrogèneexpliquentlafortesolubilitédusucre(saccharoseouglucose)dansl’eau,
carlessucressontdessolidesmoléculairespolairesquivontselierauxmoléculesd’eaudecette
façon.
Ce sont également les formations de liaison hydrogène qui expliquent les propriétés des
polymèressuperabsorbantscommelespolyacrylatesprésentsdanslescouchespourbébé.Ces
macromolécules (très grandes molécules formées par la répétition d’un même motif
élémentaire.Onlesnommeaussipolymères),formentunréseauentroisdimensiondanslequel
detrèsnombreuxpontshydrogène(liaisonhydrogène)vontseformeraveclesmoléculesd’eau.
Cesmoléculesd’eauserontalors«piégés»dansl’enchevêtrementdupolymèreetnepourront
plussedéplacerlibrement,formantainsiun«gel».
Onutiliseaussicespolymèrespourlaformationdeneigearti`icielleouencorelacroissancedes
végétauxdansdesmilieuxdif`iciles,carle«gel»formélimitefortementl’évaporationdel’eau.
Lesalginates,dontlenomprovientdeleurprésencenaturelledanslesalguesbrunesdontelles
peuvent être extraites, sont des cousins de l’agar agar (également extrait d’une algue). On les
utiliseencuisinepourfabriquerdes«gels»alimentaires,trèsprisésen«cuisinemoléculaire»
par des cuisiniers avant-gardistes. Ils sont également des additifs largement utilisés dans
l’industrie comme épaississant, géli`iant, émulsi`iant ou stabilisant, que ce soit dans
l’alimentation (crèmes dessert par exemple), la fabrication de cosmétiques ou d’encres
d’imprimerie.
L’alginate de propane-1,2-diol (ci-dessous), connue sous le
codeE405,estutiliséepourstabiliserlesmoussesdebières
oupourfabriquerdesmicrocapsulesd’alimentsgéli`iés.
Photo:Unexempledemicrocapsuledethéaumielréaliséavec
del’alginatedesodiumetduchloruredecalcium(Photolibre
dedroit(c)TimBrauhnsurFlickr)
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Alginate de sodium (polymannuronate sodique)
Liaisons hydrogène
Molécule d'eau
Les tensioactifs sont une autre famille de molécule dont les propriétés sont liées à la polarité.
Cesmoléculesontdeschaineslonguesetontlaparticularitéd’avoirunepartiepolaire,etdonc
hydrophile,etunepartieapolaire,etdonchydrophobe:
Un tensioactif : l'ion oléate
Partie
Hydrophile
Partie
Hydrophobe
Dissoutdansl’eau,untensioactifvadoncavoirsatêtehydrophilequivaselieraveclesolvant
alors que sa partie hydrophobe va le « fuir », créant ainsi un `ilm à la surface de l’eau (très
visible avec un savon, qui est un tensioactif). Au contact d’un composé apolaire présent dans
l’eau, comme l’huile, le tensioactif va se lier à l’huile avec sa partie hydrophobe (apolaire) et
former une couche autour d’une goutte d’huile, permettant à celle-ci de se « déplacer » dans
l’eau:onobtientalorsunémulsion.
Lestensioactifssontutiliséscommeémulsi`iantsmaisaussicommedétergentsenpiégeantles
graisses(apolaires)quisontalorsfacileàrinceràl’eau(polaire).
Une molécule apolaire est généralement plus soluble dans un solvant apolaire que dans
unsolvantpolaire.
Cettepropriétépermetdonc,parexemple,d’extraireuncomposéapolaire(commelediiode),
qui serait dilué dans de l’eau (polaire), en utilisant un solvant apolaire comme le cycohexane
(apolaire).
Dissolutiond’uncomposéionique
Lorsqu’unsolideionique,commeduseldetable(chloruredesodium,NaCl),estplacédansun
solvantpolaire,sadissolutionvasefaireentroistemps:
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L’attractiondespôlesdesmoléculesdesolvantsvad’aborddissocierlesionspositifsetnégatifs
du solide ionique. Cette dissociation est accéléré par les mouvements des molécules dans le
liquide.Lesionspositifsserontattirésparlepôlenégatifdesmoléculesd’eauetlesionsnégatifs
parlespôlespositifs.
Une fois détachée du solide, les ions vont se retrouvés entouré de molécules d’eau qui sont
attirés par les forces de Van der Waals. C’est la solvatation (ou hydratation dans le cas où le
solvantestdel’eau).
En`in les ions vont se disperser dans le solvant sous l’effet de l’agitation thermique des
moléculesàl’étatliquide.
Dissolution du sel (NaCl)
Cl
Na+
ClClNa+
ClDispersion
Dissociation
Na
Na+
Solvatation
Na+
Cl-
Cl-
Hydratation des ions
-2q
+q
+q
+q
-2q
+q
Cl
-
-2q
+q
+q
+q
-2q
-2q
+q
+q
+q
+q
+q
Na+
+q
-2q
+q
+q
-2q
-2q
+q
Lessolidesioniquessontdoncfacilementsolublesdanslessolvantspolaires.
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La solution ainsi obtenue contient autant d’ions positifs que d’ions négatifs et est donc
électriquement neutre. L’équation de la réaction de dissolution doit donc respecter à la fois la
conservation de la matière (et donc des éléments chimiques) mais aussi la conservation de la
charge (puisqu’un solide ionique est électriquement neutre comme nous l’avons vu dans le
chapitreprécédent).
Exemple:dissolutiondusulfatedesodium(Na2SO4)
eau
Na 2 SO 4 (s)
14444422Na444443
2 Na + (aq) + SO 42 - (aq)
144444444444422Na4444444444443
1S
4O
2 # 1 5 +2 6 = 0 : neutre
1S
4O
Pas de charges (0 :neutre)
Onconstatebiendanscetexemplelaconservationdesélémentschimiquesetdescharges.
Concentrationenionsd’unesolution
Commentdéterminerlaquantitéd’ionsprésentsdansunesolutionionique?
Nousavonsvuquelaconcentrationmolaired’unesolutionpouvaits’exprimeraveclarelation:
Concentration molaire : nombre de moles de soluté par volume de solvant
K
n
Nombre de moles
en mole (mol)
c
=
N
Concentration molaire
Vsolution
P
Volume de la solution
en mole par litre (mol.L-1)
n
donc n = c # Vsolution ou Vsolution = c
en litre (L)
Par exemple : Une masse de 5,0 g de sulfate de sodium (Na2SO4) est dissoute dans 250 mL
d’eau.Lamassemolairedusulfatedesodiumestde142,04g.mol-1.Quelleestlaconcentration
molairedelasolution?
Données :
m Na SO = 5, 0g ; Masse de sulfate de sodium
V = 250 mL = 0, 250 L ; Volume du solvant
M Na SO = 142, 02 g.mol -1 ; Masse molaire du sulfate de sodium
n
Concentration molaire : c = VNa SO
eau
m
Nombre de moles : n Na SO = MNa SO
Na SO
5, 0
m SO
-1
-1
donc : c = M Na #
Veau = 142, 02 # 0, 250 = 0, 14 = 1, 4 $ 10 mol.L Na SO
2
2
4
4
2
2
2
2
4
2
4
2
4
4
4
4
Cetteconcentrationn’estévidemmentvalablequesilesolideioniques’estentièrementdissout.
DanslescalculsilfautdoncéventuellementvériIiersilasolutionestsaturée!
Ilpeutêtreintéressantdesavoirquelleestlaquantitédematièredechaqueespèceioniqueen
solutionaprèsunedissolutiond’unsolideionique.
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La concentration molaire d’un ion sera notée avec la formule de cet ion placé entre
crochet : [Xion] et calculée avec la même relation que précédemment. (Xion est la formule
chimiquedel’ion.
Pourdéterminerlaquantitédematièredechaqueionprésentensolutionàpartirdelaquantité
dematièredusolideioniquedissout,onpeutsimplementutiliseruntableaud’avancement:
Equation de dissolution
Etat du système
Avancement
(en mol)
Etat initial
Etat final
eau
Na 2 SO 4 (s)
!
2 Na + (aq) + SO 42 - (aq)
Quantités de matières en mol
n(Na2SO4)
n(Na+)
n(SO42-)
𝝌=0
n(Na2SO4)i
0
0
𝝌 = 𝝌max
n(Na2SO4)i-𝝌max=0
2𝝌max
𝝌max
n
SO
! SO 42 -$ = Vnsolution
= VNa SO = c
solution
Onpeutalorsendéduirelaconcentrationmolairedesionsprésentsensolution:
24
Pourl’ionsulfate:
2
4
2#n
Na
! Na +$ = Vnsolution
= V Na SO = 2c
solution
+
Pourl’ionsodium:
2
4
Exemple:Onveutpréparer500mLd’unesolutiondeconcentration0,50mol.L-1enionsodium.
Quellemassedesulfatedesodiumdoit-onutiliser?
Données :
! Na +$ = 0, 50 mol.L-1 ; Concentration molaire souhaitée en ion sodium
V = 500 mL = 0, 500 L ; Volume du solvant
M Na SO = 142, 02 g.mol -1 ; Masse molaire du sulfate de sodium
On cherche m Na SO et on a vu que :
m SO
c = M Na #
Veau donc m Na SO = c # M Na SO # Veau
Na SO
!
Na +$
+
Si ! Na $ = 2c alors c = 2
0, 50
!
Na +$
Par conséquent : m Na SO = 2 # M Na SO # Veau = 2 # 142, 02 # 0, 500
donc m Na SO = 17, 8 g
Il faut donc peser 17, 8 g de sulfate de sodium
2
4
2
2
4
4
2
2
4
2
4
4
2
2
4
2
4
4
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