Cours - fabrice CAPBERT Sciences Physiques Lycée Joliot Curie
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Lycée Joliot Curie à 7 PHYSIQUE - Chapitre IX Classe de 1ère S Chapitre n°9 « Cohésion des solides et dissolution » Les compétences à acquérir… Interpréter la cohésion des solides ioniques et moléculaires. Prévoir si un solvant est polaire. Écrire l’équation de la réaction associée à la dissolution dans l’eau d’un solide ionique. Savoir qu’une solution est électriquement neutre. Élaborer et réaliser un protocole de préparation d’une solution ionique de concentration donnée en ions. Mettre en œuvre un protocole pour extraire une espèce chimique d’un solvant. I. QCM et vidéos Qu’est-ce qu’une molécule polaire ? Expérience du filet d'eau dévié 1. Electronégativité des atomes : L’électronégativité d’un élément chimique est ………………………………………………………………………………………………………………… ………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………. Elle est représentée par la lettre χ khi. Remarques : - Dans la classification périodique des éléments, les éléments les plus électronégatifs se trouvent en haut et à droite (sauf les gaz rares) et les moins électronégatifs (soit les plus électropositifs) à gauche. - C'est le fluor … qui a l'électronégativité la plus élevée. Χ(…) = 3,95 (sans unité) Chapitre n°9 « Cohésion des solide et dissolution » Page 1 2. liaison polarisée : Lorsqu’il s’établit une liaison covalente entre deux atomes d’électronégativité assez différente, on dit que la liaison est polarisée : l’atome le plus électronégatif porte une charge électrique partielle négative notée : … l’autre atome porte une charge électrique partielle positive notée : … On distingue ainsi trois type de liaisons chimiques selon la position des électrons dans la liaison : si les atomes liés ont des électronégativités assez différentes, la liaison est dite ……………………………………… si les atomes liés sont identiques ou ont des électronégativités peu différentes ( < 0,5), la liaison est dite ……………………………………… Remarque : L’atome de carbone et d’hydrogène ont des électronégativités proches. La liaison C-H n’est pas polarisée. 3. Molécule polaire : On dit qu’une molécule est polaire lorsque le centre géométrique des charges partielles négatives est différent du centre géométrique des charges électriques partielles positives. Si le centre géométrique des charges partielles négatives se confond avec le centre géométrique des charges électriques partielles positives alors la molécule est …………………… Lorsqu'une molécule contient une ou plusieurs liaisons polarisées, la molécule peut-être polaire : cela signifie que la charge globale de la molécule est nulle mais que la répartition des charges positives et négatives à l'intérieur de la molécule n'est pas homogène : tout se passe comme si une partie de la molécule possédait une charge positive partielle et l'autre partie, une charge négative partielle. Cela dépend de sa ……………………………… Exemples : Dessinez les trois molécules suivantes dans la représentation de Cram : l’eau, le dioxyde de carbone et l’ammoniac NH 3. Sont-elles polaires ou apolaire ? II. Nature des interactions dans les solides : 1. Solides ioniques : Un solide ionique ou cristal ionique est un assemblage de cations et d'anions : il possède une structure cristalline c'est à dire que les ions sont disposés dans l'espace de façon ordonnée. Il est électriquement neutre. La cohésion de ce type de solide est assurée par des forces .................................................................. (force de Coulomb). Les températures des changements d'état (fusion, ébullition) sont directement liées aux valeurs des forces entre les entités constituant la matière. Ainsi, plus ces températures sont élevées, plus les forces sont importantes. Composé NaCl NaBr NaI fusion (en °C) 801 755 651 CaCl2 772 MgO 2800 ………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………. ………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………. Chapitre n°9 « Cohésion des solide et dissolution » Page 2 2. Solides moléculaires : Un solide moléculaire est un empilement régulier de molécules dans l’espace. La cohésion des solides moléculaires est assurée par trois types d’interactions intermoléculaires : les interactions de Van der Waals ; les liaisons hydrogène. les liaisons dues aux forces électriques L’énergie mise en jeu dans ces interactions est très inférieure à celle rencontrée dans les cristaux ioniques : la cohésion des cristaux moléculaires est beaucoup moins forte que celle des cristaux ioniques. On retiendra l’idée que plus les molécules sont liées entre elles et plus il faudra fournir de l’énergie pour les dissociées. Exemple : Il suffit de comparer les températures de fusion de solides ioniques et de solides moléculaires pour mettre en évidence cette différence. Par exemple, à pression atmosphérique, T fusion(eau) = 0 °C alors que Tfusion(NaCl) = 801 °C. les interactions de Van der Waals : Il s'agit d'interactions électrostatiques de faible intensité et de courte portée entre nuages électroniques. Elles sont d'autant plus importantes que les molécules sont polaires ou volumineuses et proches. les liaisons hydrogène : La liaison hydrogène est la plus forte des liaisons intermoléculaires. C’est un cas particulier des interactions de Van der Waals. Elle se manifeste uniquement entre une molécule qui comporte un atome d’hydrogène lié à un atome A très électronégatif (N, O, Cl ou F) et un autre atome, B, également très électronégatif et possédant un doublet non liant (N, O, Cl ou F). Exemple : Entre molécules d’eau Entre molécules d’ammoniac Entre eau et éthanol (CH3CH2OH) 3. Solvant : Ces deux types d'interactions interviennent lors de la mise en solution de solides moléculaires. Des interactions se créent entre les molécules de solvant et les molécules de soluté, ce qui permet la dissolution. Sans ces interactions, la dissolution est impossible. Ainsi, les molécules polaires sont très solubles dans les solvants polaires et les molécules apolaires sont très solubles dans les solvants apolaires. La molécule de diiode, apolaire se dissout mieux dans le cyclohexane, solvant apolaire que dans l'eau. Chapitre n°9 « Cohésion des solide et dissolution » Page 3 III Dissolution d'espèces chimiques. 1- Mécanisme de la dissolution. La mise en solution d'un solide, d'un liquide ou d'un gaz s'appelle une …………………………. Grâce à la force électrique, les molécules d'eau (qui sont polaires) attirent les ions qui forment les solides ioniques. Les ions sont alors dissociés (…………………………), s'entourent de molécules d'eau (…………………………) et sont dispersés dans la solution (…………………………). Schémas de la solvatation : En solution les ions sont …………………….., c'est-à-dire qu’ils sont entourés par des molécules d’eau (schéma ci-contre). Ceci est dû à ……………………………………………………… 2-Equation de la dissolution L’équation de dissolution d’un solide ionique est l’écriture formelle de la dissolution. L’équation de dissolution respecte : - la conservation ……………………………., - ………………………….. de la solution. La notation (aq) pour les ions traduit le fait qu’ils sont solvatés (aq = aqueux). Exemples : Equation de dissolution du chlorure de sodium : Equation de dissolution du chlorure de calcium : Equation de dissolution du sulfate de cuivre : 3- Exemple : Déterminer les concentrations apportées puis effectives des trois espèces chimiques lorsque on dissout une masse mCacl2= 0,40 mol du solide ionique chlorure de calcium CaCl2(s) dans l'eau afin d'obtenir un volume Vsol=0,50 L de solution. Équation de dissolution Etat Initial (mol) x=… E.t (mol) x Etat Final (mol) x =…… Chapitre n°9 « Cohésion des solide et dissolution » Page 4 4- Dilution de la solution mère : Souvent, après une dissolution, il est souvent nécessaire de diluer la solution appelée solution mère On obtient ainsi une ou plusieurs solutions filles. On souhaite fabriquer une solution fille de concentration C f=1,5.10-3 mol/L et de volume Vf=100 mL à partir de la solution mère de concentration C0=1,0.10-2 mol/L. Calculer le volume Vp que l’on doit prélever ? On souhaite fabriquer une solution fille de volume V f=100 mL à partir de la solution précédente 4 fois moins concentrée. Calculer le volume Vp que l’on doit prélever ? Chapitre n°9 « Cohésion des solide et dissolution » Page 5 Chapitre n°9 « Cohésion des solide et dissolution » Page 6
