CH 9 : COHESION DES SOLIDES

CH 10 : COHESION DES SOLIDES PROF
1. POLARITE D'UNE LIAISON :
1.1 LIAISON COVALENTE POLARISEE
La liaison covalente résulte de la mise en commun d'électrons par les atomes engagés dans la liaison. Certains
atomes ont une aptitude plus grande que d'autres à attirer vers eux les électrons du (ou des) doublet(s) de liaison: on
dit qu'ils sont plus électronégatifs. Il en résulte une dissymétrie électrique entre les deux atomes:
• l'atome le plus électronégatif porte un excès de charge (noté -) ;
• l'atome le moins électronégatif porte un défaut de charge (noté + ).
La liaison est alors dite polaire.
Les charges + et - ne sont pas des charges entières ce sont des fractions de la charge élémentaire e.
Ex de liaison polaire :
+
C
O
+
H
O
+
C
Cl
Ex de liaison non polaire :
Si les deux atomes sont identiques:
Les molécules ne comportant que des liaisons carbone-hydrogène sont considérées comme non polaire.
C
C
C
H
H
H
1.2. ELECTRONEGATIVITE DES ELEMENTS CHIMIQUES
Lorsque l'on considère les éléments dans la
classification périodique, on observe :
- que l'électronégativité d'un élément augmente de
gauche à droite dans une période du tableau;
- que l'électronégativité d'un élément augmente de bas
en haut pour une famille.
1.3. POLARITE D'UN SOLVANT :
Les liaisons O-H de la molécule d'eau sont polaires.
On peut considérer que les deux charges + des atomes d'hydrogène ont le même effet qu'une seule charge 2 +
qui serait placé au milieu du segment reliant les deux atomes d'hydrogène, Ce point G+ est appelé barycentre des
charges positives. L'atome d'oxygène attire a lui les deux doublets d'électrons donc le barycentre G- des charges
négatives est situé sur cet atome.
Les deux barycentres ne coïncident pas, la molécule d'eau présente un caractère dipolaire. Par abus de langage, on
dit que la molécule est polaire.
2-
O
+
H
G-
G+
H
+
Une molécule est polaire si elle contient une ou des liaisons covalentes polaires et si le barycentre des charges
excédentaires poisitives ne coincide pas avec le barycentre des charges excédentaires négatives.
Exemples et contre-exemples de molécules polaires :
H
O
N
G-
G+
H
H
2. COHESION DES SOLIDES IONIQUES :
2.1. STRUCTURE D'UN CRISTAL IONIQUE :
Les cristaux ioniques sont constitués d'un empilement compact régulier d'anions
et de cations en nombre tel que la neutralité électrique du cristal soit assurée.
O
O
Exemple : la fluorine ou fluorure de calcium, constituée d'ions calcium Ca2+ et
d'ions fluorure F- , on trouve deux fois plus d'ions fluorure que d'ions calcium.
2.2. COHESION DE CE CRISTAL
Les ions contenus dans un solide ionique subissent des interactions
coulombiennes de deux types :
- des interactions attractives, qui s'exercent entre ions de signes contraires;
- des interactions répulsives, qui s'exercent entre ions de même signe.
Les forces d'interaction coulombienne attractives l'emportent sur les forces d'interaction coulombienne
répulsives. Le cristal a donc une forte cohésion.
3. COHESION DES SOLIDES MOLECULAIRES
3.1. LES INTERACTIONS DE VAN DER WAALS
Le nuage électronique d'une molécule est l'ensemble de tous les électrons périphériques des atomes constituant
cette molécule : les électrons des doublets liants et ceux des doublets non liants.
La cohésion entre molécules provient d'interactions électrostatiques entre les nuages électroniques de
molécules et les noyaux des molécules voisines, appelées interactions de Van der Waals. Ces forces sont
d'autant plus intenses que les liaisons internes aux molécules sont polaires et que les molécules qui
interagissent sont proches (on parle d'interactions à courte distance).
Les interactions de Van der Waals assurent la cohésion des solides et des liquides moléculaires. Elles
interviennent dans une moindre mesure dans les gaz, car les molécules sont trés éloignées les unes des autres.
Ces interactions sont beaucoup plus faibles que les interactions de nature électrostatique qui s'exercent entre les
ions dans un solide ionique.
A température ambiante et sous pression atmosphérique, le diiode I2, existe sous la forme d'un solide moléculaire
dont la cohésion est assurée par des interactions de van der Waals.
3.2. LIAISON HYDROGENE :
Une liaison hydrogène s'établit entre un atome
d'hydrogène lié à un atome très électronégatif
(oxygène, azote ou fluor) et un autre atome d'azote,
d'oxygène ou de fluor. Cette liaison est notée en
pointillé et les trois atomes concernés sont alignés.
La cohésion de la glace résulte de liaisons hydrogène qui s'exercent entre les molécules d'eau.
La liaison hydrogène correspond à une interaction électrostatique entre l'atome d'hydrogène, qui porte un excès de
charge positive, et le doublet non liant d'un atome O, N ou F.
L'interaction assurée par une liaison hydrogène est plus intense que les interactions de van der waals, mais
beaucoup moins intense qu'une liaison covalente.
4. DISSOLUTION D'ESPECES CHIMIQUES ET POLARITE D'UN SOLVANT :
La solubilité d'une espèce chimique dans un solvant résulte des interactions de cette espèce avec le solvant : si elles
sont intenses, l'espèce est soluble. Dans le cas contraire, l'espèce est insoluble.
Un solvant polaire pourra dissoudre des espèces chimiques polaires ou ioniques. Un solvant apolaire sera
approprié pour des espèces chimiques apolaires.
5. MECANISME DE DISSOLUTION D'UN COMPOSE IONIQUE :
Lorsqu'un solide ionique (comme NaCl) ou un électrolyte moléculaire fortement polaire (par exemple, HCl,
H2SO4) sont mis en contact avec l'eau, des interactions coulombiennes apparaissent entre les molécules d'eau et les
molécules de soluté ou le cristal ionique. Sous l'effet de ces interactions :
• les ions du solide ionique se séparent;
• certaines liaisons covalentes de l'électrolyte moléculaire sont rompues et la molécule est dissociée en deux ions.
Lorsqu'ils passent en solution, les ions s'entourent d'un certain nombre de molécules d'eau. Celles-ci forment un
véritable écran aux interactions électriques des autres ions de signe contraire, les empêchant de se rapprocher: c'est
le phénomène d'hydratation. Dans un solvant autre que l'eau, on parle de solvatation.
• Autour du cation, les molécules d'eau s'orientent de façon à présenter leur pôle négatif (atome d'oxygène) au
voisinage du cation.
• Autour d'un anion, elles s'orientent de façon à présenter leur pôle positif (atomes d'hydrogène).
Dans l'eau, les ions sont hydratés. L'ion hydraté a un environnement différent de celui qu'il avait dans le cristal :
c'est une nouvelle entité chimique à part entière.
Pour rendre compte de ce nouvel environnement en solution, on place l'abréviation aq (= en solution aqueuse) entre
parenthèses après le symbole de l'ion.
6. SOLUBILITE D'UNE ESPECE DANS UNE SOLUTION
La solubilité d'une espèce dans une solution est la masse maximale de l'espèce pouvant être dissoute par litre
de solution. Elle s'exprime en gramme par litre (g/L).
Choix d'un solvant pour une extraction :



Pour extraire une espèce chimique d'un mélange, on peut ajouter un solvant dans lequel l'espèce à extraire est plus
soluble que dans le milieu de départ. Le solvant ajouté et le mélange initial ne doivent pas être miscibles. On peut
ainsi les séparer en utilisant une ampoule à décanter.
Le dibrome est une molécule apolaire peu soluble dans l'eau, qui donne des solutions orangées. Elle peut être
extraite de l'eau par le cyclohexane, un solvant apolaire, non miscible avec l'eau.
7. ECRITURE DE LA MISE EN SOLUTION D'UN ELECTROLYTE :
Lors de la dissolution d'un électrolyte (solide ionique, électrolyte moléculaire) dans l'eau, il y a passage du cristal
ionique solide ou de la molécule, aux ions hydratés en solution.
Mise en solution
Écriture de la dissolution
 Na+(aq) + Cl - (aq)
• du chlorure de sodium
NaCl (s)
• du chlorure d'hydrogène
Ou
HCl (g)
 H+ (aq) + Cl- (aq)
HCl (g) + H2O (l)  H3O + (aq) + Cl- (aq)
Ou
H2S04 (l)
 2 H+ (aq) + SO42- (aq)
H2S04 (l) + 2H20 (l)  2 H3O + (aq) + SO42- (aq)
• de l'acide sulfurique
Autres exemples de dissolution
Chlorure de calcium:
CaCl2 (s)
Sulfate d'aluminium :
Al2(S04)3 (s)
Sulfate de cuivre hydraté :
CuS04, 5 H20 (s)
 Ca2+ (aq) + 2 Cl- (aq).
 2 Al3+ (aq) + 3 S042- (aq).
 Cu2+ (aq) + S042- (aq) + 5 H20 (l).
8. CONCENTRATION MOLAIRE EN SOLUTE APPORTE :
La concentration en soluté apporté est égal au rapport de la quantité n de soluté apporté par le volume V de
la solution.
C(soluté) 
n(soluté)
, C en mol/L, n(soluté) en mol, V en L.
V
Exemples de dissolution :
On dissout une masse m = 1,11 g de chlorure de calcium CaCl2 dans un volume V= 500 mL d'eau.
Calculer la concentration en soluté apporté :
m(CaCl2 )
n(CaCl2 ) M(CaCl2 )
m(CaCl2 )
1,11
C(CaCl2 ) 



 2.102 mol /L
V
V
M(CaCl2 )  V (40  2  35,5)  0,5
9. CONCENTRATION MOLAIRE EFFECTIVE DES IONS EN SOLUTION :
Elle est égale au rapport de la quantité de matière n(ion) de l'ion présente dans la solution par le volume V
de la solution :
ion  
n(ion)
avec n(ion) en mol, V en L et [ion] en mol.L-1 .
V
La concentration effective des ions en solution n'est généralement pas toujours égale à la concentration en soluté
apporté.
A partir de l'exemple précédent, quels sont les concentrations en ions Ca2+ et Cl- :
Les quantités de matières peuvent être calculées à l'état initial, avant dissolution, puis à l'état final.
CaCl2(s)
État initial
État final

Ca2+(aq)
+
2 Cl- (aq)
2. 10-2 mol
0
0
0
-2
2 x 2 x 10-2 mol
2. 10 mol
Les concentrations effectives des ions sont:
[ Ca2+ ] = C(CaCl2) = 2,0 x 10-2 mol.L-1. [ Cl- ] = 2 x C(CaCl2) = 4 x 10-2 mol.L-1 .