Chapitre 14 : Dissolution et solvatation

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1 1. Les solvants Chapitre 14 : Dis et solvatation Définitions : (Rappels) Une est obtenue par dis d un soluté (ionique ou moléculaire) dans un solvant. Le soluté peut être un solide, un liquide ou un gaz ; Lorsque le solvant est l eau, on parle de aqueuse ; Une électrolytique est une contenant des ions : elle est électriquement neutre mais conduit le courant électrique. On a montré, au chapitre précédent, que lorsqu une molécule possède des liaisons covalentes polarisée (le barycentre des charges partielles positives ne coïncide pas avec le barycentre des charges partielles négatives), elle constitue une molécule polaire : La molécule d eau possède un moment dipolaire non nul : c est une molécule polaire. L eau est un solvant polaire. A RETENIR : La molécule d éthanol possède des liaisons C O et O H polarisées : la molécule d éthanol est une molécule polaire. L éthanol est un solvant polaire. La molécule de cyclohexane est constituée uniquement de liaisons C H très peu polarisées et la molécule étant symétrique, elle est apolaire. Le cyclohexane est un solvant apolaire. Un solvant constitué de molécules polaires est un solvant polaire ; Un solvant constitué de molécules apolaires est un solvant apolaire. Remarque : les solvants organiques Les liaisons C H des molécules formées uniquement d atomes de carbone et d hydrogène sont très peu polarisées, même en l absence de symétrie dans la molécule. C est pourquoi on admettre que les solvants hydrogénocarbonés (formés par des molécules ne comportant QUE des atomes de carbone et d hydrogène) sont des solvants apolaires. Applications : Expérience du filet d eau Le caractère dipolaire de la molécule d eau peut être mis en évidence avec l expérience du filet d eau : lorsqu on approche une baguette électrisée près d un filet d eau, celui-ci est très nettement dévié :

2 Interprétation : supposons que la règle (qu'on frotte sur un morceau de tissus) soit chargée négativement. Les molécules d'eau, à l'approche de la règle, auront tendance à s'orienter de façon à ce que les charges positives s'en approchent. Puisque les charges de signes contraires s'attirent, le jet d'eau se courbe (les molécules d eau sont attirées). Le four microondes Les microondes, générées par un courant alternatif, sont des ondes électromagnétiques qui oscillent à une fréquence prédéterminée et agissent sur des molécules dont la répartition des charges n'est pas équilibrée. L'eau, présente dans la plupart des aliments, réagit à la présence de ces ondes en s'alignant dans le champ électrique ainsi créé. Puisque l'orientation du champ électrique alterne, la molécule d'eau change constamment de direction et tourne donc sur elle-même. Les faibles liaisons entre les molécules d'eau se défont et se refont, ce qui dégage de l'énergie, sous forme de chaleur, bien entendu. 2. Dis d un solide ionique (Voir TP n 17) 2.1. Les étapes d une dis Dis Na + Cl La dis d un composé ionique dans l eau (solvant) comprend trois étapes : La dissociation du solide L hydratation des ions La dispersion des ions Il y a dissociation du cristal ou de la molécule de soluté avec formation d ions en. Cette dissociation est due à l action électrostatique attractive avec les molécules d eau. Par attraction électrostatique, les ions passés en s entourent d un «bouclier» de molécules d eau qui les empêche de se rapprocher et de former à nouveau des liaisons : c est le phénomène d hydratation dans le cas où le solvant est l eau et de solvatation dans le cas général. Sous l effet de l agitation thermique (ou par une agitation mécanique réalisée par un agent extérieur), les ions hydratés se répartissent progressivement dans l ensemble du solvant au bout d un temps + ou long. On obtient un mélange homogène : la.

3 Remarque : La dis d un solide ionique dans un solvant polaire ( eau) se déroule aussi selon les trois mêmes étapes : Exemple : Dissociation du solide ionique Solvatation des ions Dispersion des ions : La couleur rouge des la aqueuse est due aux ions cobalt hydratés (Co 2+ (aq)) ; : La couleur bleue-foncé de la alcoolique est due à la solvatation des ions cobalt par l éthanol (Co 2+ (solv)). A RETENIR : Les solides ioniques sont très solubles dans les solvants polaires : ils s entourent de molécules de solvant et sont solvatés (hydratés lorsque le solvant est l eau) Équation d une réaction de dis dans l eau Définition : Soit A a B b (s) un solide ionique constitué de cations A b+ et d anions B a. L équation de la réaction de dis dans l eau du solide s écrit : A a B b (s) eau a A b+ (aq) + b B a (aq) (Les ions hydratés sont notés avec le symbole (aq) en indice) A RETENIR : Au cours d une dis, il y a conservation de la matière et du nombre de charges. Exemples : Nom du solide ionique Formule chimique du solide ionique Équation de la réaction de dis Chlorure de sodium (sel de table) NaCl (s) NaCl (s) Na + (aq) + Cl (aq) Fluorure de calcium (fluorine) CaF 2 (s) CaF 2 (s) Ca 2+ (aq) + 2F (aq) Permanganate de potassium KMnO 4 (s) KMnO 4 (s) K + (aq) + MnO 4 (aq) Remarques : Cas particulier de l ion hydrogène (H + ) : (dis du gaz HCl) Le proton H + (ou ion hydrogène) s'associe avec une molécule d'eau par une véritable liaison pour former l'ion oxonium H 3 O + : HCl (g) H + + Cl - (aq) H + + H 2 O (l) H 3 O + (aq) HCl (g) + H 2 O (l) H 3 O + (aq) + Cl (aq) Cet ion oxonium est lui-même hydraté (solvaté dans le cas d un autre solvant que l eau). La réaction inverse d une réaction de dis s appelle une réaction de précipitation : Équation de la réaction de précipitation Formule chimique du solide ionique formé Nom du solide ionique formé K + (aq) + MnO 4 (aq) KMnO 4 (s) KMnO 4 (s) Permanganate de potassium Fe 2+ (aq) + O 2 (aq) FeO (s) FeO (s) Oxyde de fer II (ou oxyde ferreux) 2Fe 3+ (aq) + 3O 2 (aq) Fe 2 O 3 (s) Fe 2 O 3 (s) Oxyde de fer III (ou oxyde ferrique ou rouille)

4 2.3. Les s ioniques (ou électrolytiques) Une ionique (ou électrolytique) est une contenant des ions : un solide ionique se dissout dans le solvant en libérant les ions qui le compose lors d une réaction de dis (ou une solvatation). A a B b (s) a A b+ (solv) + b B a (solv) Il se forme alors la ionique (a A b+ + b B a ) ou (a A b+ (solv) + b B a (solv)). A RETENIR : La ionique porte le même nom que le solide ionique dont elle est issue : on commence toujours par nommer l anion (ion négatif) ; Une ionique est toujours électriquement neutre : elle contient autant de charges positives que de charges négatives. L écriture de la formule d une ionique doit donc respecter cette électroneutralité. Exemples : Nom de la Formule chimique de la Solution de chlorure de sodium (Na + + Cl ) Solution de permanganate de potassium (K + + MnO 4 ) Solution de sulfate de potassium (2K + + SO 4 2 ) Solution de sulfate de cuivre (II) (Cu 2+ + SO 4 2 ) 3. Concentration d un ion en (Voir TP n 17) 3.1. Concentration molaire en soluté apporté Ions présents Na + : ion sodium Cl : ion chlorure K + : ion potassium MnO 4 : ion permanganate K + : ion potassium SO 2 4 : ion sulfate Cu 2+ : ion cuivre (II) SO 2 4 : ion sulfate Couleur de la Incolore Violette Incolore Bleue Définition : (Rappel) La concentration molaire c d'une espèce chimique X en (soluté) est la quantité de matière n(x) de cette espèce chimique présente dans un litre de : n(x) c = V c -1 concentration molaire (en mol.l ) n(x) quantité de matière de soluté (en mol) V volume de la (en L) 3.2. Concentration molaire des ions en Définition : La concentration molaire d un cation A x+ ou d un anion B y, notée [A x+ ] ou [B y ], est égale au quotient de la quantité de matière de l ion, présente dans la, par le volume, V, de la : x+ y -1 A et B concentrations molaires des ions (en mol.l ) x+ y x+ n( A ) y n( B ) x+ y A = ou B = n( A ) et n( B ) quantités de matière (en mol) V V V volume de la (en L) Remarques : La notation [X] ne peut être utilisée que pour une espèce réellement présente en ; Par exemple, lors de la mise en de cristaux de NaCl, le solide ionique se dissocie donc [NaCl] est une écriture incorrecte.

5 Si c est la concentration en soluté apporté de A a B b (s), alors, pour un volume V, on aura : Équation de dis A a B b (s) a A b+ (aq) + b B a (aq) État du système Avancement (mol) n(a a B b ) n(a b+ ) n(b a ) État initial x = 0 n(a a B b ) 0 = c V 0 0 État intermédiaire x n(a a B b ) 0 x a x b x État final x max n(a a B b ) 0 x max a x max b x max À l état final, tout le solide s est dissout donc : n(a a B b ) 0 x max = 0 x max = n(a a B b ) 0 Les concentrations des espèces chimiques en sont alors : - la concentration effective en ions A b+ (aq) est : b A a x naabb max 0 nf a b [A ] V V V - la concentration effective en ions B a (aq) est : a B b x naabb max 0 nf b a [B ] V V V Exemple : préparation d une de chlorure de fer (III) ( TP n 17) b [A ] a c a [B ] b c b a [A ] [B ] a b Équation de dis FeCl 3 (s) Fe 3+ (aq) + 3 Cl (aq) État du système Avancement (mol) n(fecl 3 ) n(fe 3+ ) n(cl ) État initial x = 0 n(s) = c V 0 0 État intermédiaire x n(s) x x 3x État final x max n(s) x max x max 3x max À l état final, tout le solide s est dissout donc : n(s) x max = 0 x max = n(s) = n(fecl 3 ) 0. Concentrations des espèces chimiques : Fe 3+ (aq) Cl (aq) FeCl 3 Commentaire(s) 3 n Fe 3 n(s) [Fe f ] c V V nf C 3n(S) [ C ] 3 c V V 3 [C ] 3 c [Fe ] [ C ] 3 [Fe ] 3 Préparer un volume V sol = 1 L d une de concentration en ion en ions chlorure égale à [Cl ] = 7, mol.l 1 revient à dissoudre une masse m de chlorure de fer (III) hexahydraté (FeCl 3, 6 H 2 O) de : 2 7,8 10 A.N. : m 1270,3 7,0 g 3 Remarques : m = c V sol M(FeCl 3, 6 H 2 O) Les parties par million (ppm) et les parties par milliard (ppb) sont utilisées pour exprimer la «concentration» d'une très petite quantité dans l'organisme humain ou dans l'environnement. m ppm 10 m soluté 6 ; m ppb 10 m soluté 9 (les masses sont exprimées en gramme) Les ppm et les ppb sont des relations de masse de soluté par masse de : 1 ppm = 1 mg.kg 1 ; 1 ppb = 1 mg.t 1

6 Dans l eau pure (1 L d eau pure à une masse d environ 1000 g) : 1 ppm 1 mg.l 1. Le pourcentage en masse par unité de volume : masse m msoluté masse de soluté en g volume V V volume de la en ml soluté % 100 Le pourcentage en masse par unité de masse : (appelé couramment «% en masse» ou «% massique») masse m masse m soluté % 100 (les masses sont exprimées en gramme (g)) Dans l eau pure : 1 % en masse ppm. Le pourcentage en volume par unité de volume : (appelé couramment «% volumique») volume V volume V soluté % 100 (les volumes sont exprimés en millilitre (ml)) Exemple : Le peroxyde d'hydrogène (eau oxygénée) est vendu sous la forme d'une à 30% Quel est le volume de peroxyde d'hydrogène contenu dans une de 500 ml? Réponse : V soluté volume % V volume Vsoluté 150 ml Il faut 150 ml de peroxyde d'hydrogène pour fabriquer 500 ml d'une à 30% (en volume) de peroxyde d'hydrogène. 4. Dis d un composé moléculaire (Voir TP n 16) De même que pour un solide ionique, l équation de la réaction de dis du solide moléculaire s écrira : X (s) eau X (aq) (Les molécules hydratées sont notés avec le symbole (aq) en indice) Ex. : I 2(s) eau I 2(aq) 4.1. Dis d un soluté polaire dans un solvant polaire Lors de la dis d un soluté polaire dans un solvant polaire, il s établit des interactions électrostatiques de type Van der Waals entre les molécules du solvant et celles du soluté. Exemple : les molécules d acétone (polaires) se dissolvent bien dans les molécules d eau (polaires). Parfois, en plus des interactions qui ont inévitablement lieu entre les molécules polaires de soluté et les molécules polaires de solvant, il se crée des liaisons hydrogène, entre les molécules du solvant et celles du soluté. Exemple : le saccharose (sucre de table), molécule polaire (groupements «OH»), est très soluble dans l eau (polaire). C 12 H 22 O 11 (s) eau C 12 H 22 O 11 (aq) À RETENIR : Les solutés moléculaires polaires sont solubles dans les solvants polaires ; La solubilité d un soluté polaire dans un solvant polaire est favorisée lorsque des liaisons hydrogène s établissent entre les molécules de soluté et de solvant.

7 4.2. Dis d un soluté apolaire dans un solvant apolaire La molécule de diiode I 2, peu soluble dans l eau (tube a ci-contre), est très soluble dans le cyclohexane C 6 H 6 (tube b ci-contre), solvant apolaire. À RETENIR : Les solutés moléculaires apolaires ou peu polaires sont (généralement) solubles dans les solvants apolaires. Remarque : les molécules tensioactives (un composant des détergents et des savons) Les savons sont des sels de sodium d acides carboxyliques à longue chaîne, tel que l octanoate (représenté cidessous). Les anions (ions négatifs) des ces molécules possèdent à la fois une tête polaire hydrophile et une chaîne hydrocarbonée apolaire hydrophobe. On parle de molécules amphiphiles. Octanoate Micelle C est cette double aptitude qui permet aux molécules de détergent de dissoudre les graisses dans l eau. Les chaînes apolaires plongent dans la goutte de graisse en formant une sphère, appelée micelle, dont la structure tridimensionnelle tend à minimiser les interactions hydrophobes. Les «têtes ioniques» restées en surface assurent par ailleurs la solubilité de l ensemble dans l eau. 5. Extraction d une espèce chimique (Voir TP n 16) 5.1. Solubilité d une espèce chimique Définition : La solubilité d un soluté (composé ionique ou moléculaire) dans un solvant correspond à la quantité de matière maximale de l espèce que l on peut dissoudre (ou dissocier) dans un litre de solvant. Elle se note, en général, s et s exprime en mole par litre (symbole : mol.l 1 ). La ainsi obtenue est alors saturée. Remarques : Il est fréquent d exprimer la solubilité en gramme par litre (symbole : g.l 1 ). Une substance est considérée comme soluble dans un solvant si elle se dissout suffisamment pour donner une concentration ionique supérieure à 0,1 mol.l 1, à température ambiante Facteurs influençant la solubilité Natures du soluté et du solvant : Les interactions interatomiques ou intermoléculaires influent sur la solubilité : un soluté polaire est dissout par un solvant polaire et un soluté non polaire est dissout par un solvant non polaire. Soluté Solvant Solubilité à 25 C (en g.l 1 ) Eau 360 NaCl (s) Éthanol 0,51 (chlorure de sodium) Acide chlorhydrique insoluble I 2 (s) Eau 0,33 (diiode) Cyclohexane 28

8 L effet d ion commun : Lorsqu'un solide ionique est placé dans une, il se solubilise partiellement ou totalement, selon la solubilité de ses ions dans le solvant. Si la dans laquelle on le place contient déjà un ou plusieurs ions le composant, sa solubilité se voit partiellement réduite : c est l effet d ion commun. La température : Cas d un solide dans un liquide Si la dis d un solide nécessite de l énergie (on parle de réaction endothermique), une élévation de température augmentera la solubilité. Exemple : la solubilité du sel ou du sucre dans l eau augmente avec la température. Soluté NaCl (s) (chlorure de sodium) C 6 H 12 O 6 (Glucose) Solvant Solubilité (en g.l 1 ) 0 C 20 C 100 C Eau 356,5 358,9 389,9 Eau Si la dis d un solide dégage de l énergie (on parle de réaction exothermique), une élévation de température diminuera la solubilité. Cas d un gaz dans un liquide : Plus la température est élevée, et moins le gaz est soluble. La pression : Cas d un solide dans un liquide La pression n a pas d effet sur la solubilité d un solide car il n est pas compressible. Cas d un gaz dans un liquide : La pression influence la solubilité d un gaz : plus la pression du gaz est élevée et plus le gaz est soluble. La surface de contact : Lorsque qu on diminue la taille des particules (en les écrasant ou les cassant), on augmente la surface de contact avec le solvant : la vitesse de dis augmente Extraction par solvant (ou «liquide-liquide») d une espèce chimique (rappel de seconde) Principe : Il s agit de transférer spontanément une espèce chimique d un solvant, où elle est peu soluble, vers un solvant (dit solvant «extracteur») où elle est plus soluble. Le solvant extracteur doit respecter les propriétés suivantes : L espèce chimique à extraire doit être la plus soluble possible dans le solvant extracteur ; Le solvant extracteur ne doit pas être miscible au solvant où se trouve l espèce chimique à extraire ; Le choix du solvant extracteur doit respecter les règles de sécurité et d environnement.

9 Protocole expérimental : (cas d un solvant extracteur moins dense que l eau) Source : NATHAN 2 nd, Collection SIRIUS Chapitre 14 : Dis et solvatation Les objectifs de connaissance : - Comprendre la dis d un composé ionique dans un solvant ; - Comprendre la dis d un composé moléculaire dans un solvant ; - Savoir que la matière se conserve au cours d une dis ; - Savoir qu une est électriquement neutre ; - Faire la distinction entre concentration molaire en soluté apporté et concentrations effectives. Les objectifs de savoir-faire : - Prévoir si un solvant est polaire ; - Écrire et exploiter l équation de dis d un solide ionique ; - Préparer une ionique de concentration donnée en ions. Je dois savoir Oui Non - Définition des mots :, aqueuse, électrolytique, solvant polaire, solvant apolaire, solvatation (hydratation), concentration molaire, solubilité. - Solvant polaire et solvant apolaire. (cf. 1) - Les trois étapes de la dis d un solide ionique dans l eau. (cf. 2.1) - Écrire l équation d une réaction de dis d un solide ionique dans l eau. (cf. 2.2) - Calculer la concentration molaire d un soluté dans une. (cf. 3.1) - Calculer la concentration molaire d un ion dans une. (cf. 3.2) - Déterminer la concentration molaire d un soluté apporté à partir de la concentration d un ion en. (cf. 3.2) - Savoir interpréter la dis d un composé moléculaire dans l eau. (cf. 4) - Savoir élaborer un protocole d extraction liquide-liquide. (cf. 5.3)

2.1- Molécule de chlorure d hydrogène.

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