solution

COMPRENDRE
LOIS ET MODELES
Ch 10 : Dissolution des composés
ioniques ou moléculaires
I) Molécule polaire
Étudions de plus près la molécule de chlorure d’hydrogène : H - Cl
Le doublet d’électrons qui lie les atomes H et Cl n’est pas partagé
équitablement entre ces deux atomes
Il sera plus proche de l’atome de chlore, plus avide en électron que l’atome
d’hydrogène.
On dit que l’atome de chlore est plus électronégatif que l’atome d’hydrogène.
L’électronégativité est une grandeur traduisant l’aptitude d’un atome à attirer le
doublet d’électrons dans une liaison covalente.
Apparition d’une charge partielle négative δ- sur l’atome de chlore et d’une
charge partielle positive δ+ sur l’atome d’hydrogène
I) Molécule polaire
La molécule de chlorure d’hydrogène constitue un dipôle électrique, formé par
les deux charges partielles.
La liaison H – Cl est polarisée.
Elle est notée Hδ+
Cl δOn dit que la molécule est polaire
Exemple d’un solide constitué de molécules polaires: le chlorure d’iode.
L’élément chlore est plus électronégatif que l’iode.
D’où
Iδ+
Cl δ-
II) Polarité d’un solvant
1°) Rappel
Une solution est obtenue par dissolution d’un soluté , ionique ou moléculaire,
dans un solvant .
Quand le solvant est l’eau, la solution obtenue est une solution aqueuse.
2°) Les solvants polaires
δ-
Exemple de la molécule d’eau
2δ- δ
O
Géométrie : coudée
G-
O plus électronégatif que H
Donc la liaison est polarisée
G+ : centre géométrique des
charges positives;
G- : centre géométrique des
charges négatives.
δ+
H
δ+
G+
H
II) Polarité d’un solvant
2°) Les solvants polaires
Le centre géométrique G- et le centre géométrique G+ ne coïncident pas.
2δ-
O
La molécule est polaire.
G-
δ+
H
Autre exemple: l’éthanol.
δ+
G+
H
La présence d’atomes d’électronégativités différentes est une condition
nécessaire mais non suffisante. La polarité dépend aussi de sa géométrie.
II) Polarité d’un solvant
3°) Les solvants apolaires
Les molécules organiques formées uniquement d’atomes de carbone et
d’hydrogène, d’électronégativités voisines, sont apolaires (liaisons C - H très
faiblement polarisées)
Ex : La molécule de cyclohexane C6H12. (molécule symétrique)
Le tétrachlorométhane CCl4
Liaisons C – Cl polarisées mais la géométrie de la molécule tétraédrique
régulière impose une juxtaposition des centres géométriques.
Molécule apolaire donc solvant apolaire (constitué de molécules apolaires).
III) Dissolution d’un solide ionique dans l’eau
Les solides ioniques ne se dissolvent pas dans un solvant apolaire.
La polarité du solvant joue un rôle important dans les 3 étapes de la dissolution.
1°) La dissociation du solide ionique
Les cations du solide sont attirés par les pôles négatifs de la molécule d’eau (O2-)
et les anions par les pôles positifs.
2°) L’hydratation des ions
Les ions passent en solution et s’entourent de molécules d’eau  hydratation
3°) Dispersion des ions
Les ions se dispersent dans l’eau; ils s’éloignent les uns des autres
4°) Equation de dissolution
Exemple : FeCl3(s)  Fe3+(aq) + 3 Cl-(aq)
NaCl(s)  Na+(aq) + Cl-(aq)
CoCl2(s)  Co2+(aq) + 2 Cl-(aq)
IV) Dissolution d’un composé moléculaire dans
un solvant
1°) Dissolution d’un soluté polaire dans un solvant polaire
Cette dissolution s’explique par les interactions de type Van der Waals et les
liaisons hydrogène.
Exemple: la dissolution du saccharose dans l’eau.
2°) Dissolution d’un soluté apolaire dans un solvant apolaire
Les solutés apolaires sont généralement solubles dans des solvants apolaires
V) Concentration des ions en solution
1°) Concentration molaire en soluté apporté
n(soluté)
C=
Vsolution
2°) Concentration molaire d’un ion en solution
Elle est notée [ Mp+], exprimée en mol.L-1: quantité de matière d’ions Mp+
présente par litre de solution.
n(Mp+)
[Mp+] =
Vsolution
V) Concentration des ions en solution
3°) Electroneutralité d’une solution
Une solution ionique est électriquement neutre: la quantité de charges
élémentaires positives (portées par les cations) est égale à la quantité de
charges élémentaires négatives (portées par les anions)
Exemple :
Dans une solution contenant des ions sodium (porteurs d’une charge
élémentaire positive) et des ions sulfate (porteurs de deux charges élémentaires
négatives), il faut que la concentration en ions Na+ soit deux fois plus grande
que celle des ions SO42- :
[Na+] = 2 [SO42-]