CH 9 Matière et interactions

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1 1 S - C 9 Matière et interactions C 9 Matière et interactions 1. Solutions ioniques ou moléculaires? 1.1. Introduction Réalisons la dissolution de différents composés solides, liquides ou gazeux dans l eau pour déterminer ceux qui contiennent des ions. Rappels de collège et de seconde : Une solution est toujours électriquement neutre. Elle est obtenue par dissolution d un soluté dans un solvant. Lorsque la solution obtenue contient des ions, elle est dite ionique et conduit le courant électrique Préparation des solutions Réalisons différentes solutions de concentration de soluté apporté : c = 1, mol. L -1. Chaque groupe complète une colonne du tableau (1.5. Résultats) puis prépare 100 ml de sa solution Test de conductivité Déterminons si nos solutions contiennent des ions à l aide du montage suivant : - + A V Chaque groupe complète sa colonne du tableau (1.5. Résultats). Tension du générateur : 1 V. Ampèremètre : ma ATTENTION : Avant de tester sa solution, on teste l eau pure! 1.4. Cas d un gaz : le chlorure d hydrogène Chaque groupe réalise le montage ci-contre. Au signal du professeur, enlever la pince et observer. Réaliser le test de conductivité sur la solution obtenue et compléter le tableau (1.5. Résultats). A. COURCELLE Page 1 sur 5 Lycée St Exupéry de Fameck

2 1 S - C 9 Matière et interactions 1.5. Résultats Composé chlorure de sodium glucose nitrate de potassium sel de mohr Formule Masse molaire M (g.mol -1 ) Masse volumique (g.ml -1 ) Masse à prélever (g) Volume à prélever (ml) Intensité (ma) Solution conductrice (oui/non) Présence d ions (oui/non) Composé saccharose sulfate de cuivre penta hydraté acide acétique éthanol Chlorure d hydrogène Formule Masse molaire M (g.mol -1 ) Masse volumique (g.ml -1 ) Masse à prélever (g) Volume à prélever (ml) Intensité (ma) Solution conductrice (oui/non) Présence d ions (oui/non) A. COURCELLE Page 2 sur 5 Lycée St Exupéry de Fameck

3 1 S - C 9 Matière et interactions 2. Solides ioniques cristallins 2.1. Structure Un solide ionique est un solide composé d ions. Un solide ionique est électriquement neutre : les charges négatives des anions et les charges positives des cations se compensent exactement. Dans le cristal ionique (solide ionique cristallin) : les anions et les cations présentent une structure ordonnée et régulière dans l espace. Exemples : Le chlorure de sodium contient autant d ions chlorure Cl - que d ions sodium Na +. Sa formule sera donc : NaCl. Exemple de cristal ionique : le chlorure de sodium. Le chlorure de calcium contient 2 ions chlorure Cl - pour 1 ion calcium Ca 2+. Sa formule sera donc : CaCl Cohésion Dans un cristal ionique, chaque ion a pour plus proches voisins des ions de charge opposée. Les forces d interaction coulombienne entre l ion et ses plus proches voisins sont attractives, ce qui assure la cohésion du cristal. 3. Polarité d une molécule 3.1. Electronégativité Les atomes ont plus ou moins tendance à attirer les électrons d une liaison vers eux. Cette tendance est appelée électronégativité. Plus un atome est électronégatif et plus il attire les électrons de la liaison vers lui. L électronégativité est liée à la position de l élément dans le tableau périodique : - elle augmente de gauche à droite dans une même ligne et de bas en haut dans une même colonne ; - elle est nulle pour les gaz nobles qui ne font pas de liaisons chimiques avec d autres atomes. Les atomes très électronégatifs captent facilement des électrons (en haut à droite du tableau périodique), on leur attribue une charge partielle négative -. Les atomes peu électronégatifs perdent facilement des électrons (en bas à gauche du tableau périodique), on leur attribue une charge partielle positive +. Remarque : Carbone et hydrogène ont des électronégativités voisines, une liaison C- n est donc pas polarisée. A. COURCELLE Page 3 sur 5 Lycée St Exupéry de Fameck

4 1 S - C 9 Matière et interactions 3.2. Molécule polaire Exemple : Une molécule est dite polaire si elle présente des charges partielles positive et négative séparées. Cas du chlorure d hydrogène : Cl. L atome de chlore est plus électronégatif que l atome d hydrogène, il va donc attirer les électrons plus vers lui. Il y a donc une charge partielle négative du côté du chlore et donc une charge partielle positive du côté de l hydrogène. - Cl Se comporte comme un dipôle électrique : Certaines molécules sont polaires du fait de leur géométrie, c est le cas de la molécule d eau Molécule apolaire O Une molécule est dite apolaire s il n y a pas de différence d électronégativité ou si les charges partielles se compensent. Exemple : Cas du dihydrogène : 2. Les 2 atomes sont identiques, il n y a pas de différence d électronégativité. O - 2 Cas du dioxyde de carbone : CO 2. Les 2 atomes O sont plus électronégatifs que C, il y a donc des charges partielles. Mais les charges négatives peuvent être regroupées et se situent alors au même endroit que les positives O C O O C O 3.4. Interaction de Van der Waals Une molécule (polaire ou non) peut voir son nuage électronique se déformer sous l influence d une entité polaire. La molécule se polarise (comme pour le pendule et le bâton électrisé). L interaction qui en résulte est appelée interaction de Van der Waals. Elle est de très courte portée (< nm) et explique la possibilité qu ont certains animaux à marcher au mur ou au plafond La liaison hydrogène Un atome hydrogène lié à un atome plus électronégatif que lui présente une charge partielle. Si un autre atome d une autre molécule présente une charge partielle -, alors il peut s établir une interaction attractive appelée liaison hydrogène, elle est également de très courte portée (< nm). - O O A. COURCELLE Page 4 sur 5 Lycée St Exupéry de Fameck

5 1 S - C 9 Matière et interactions 4. La dissolution 4.1. Influence de la polarité du solvant Activité expérimentale 3 p 178 : «Caractère polaire d un solvant et extraction». Une espèce polaire ou ionique est plus soluble dans un solvant polaire que dans un solvant apolaire. Inversement, une espèce apolaire est plus soluble dans un solvant apolaire. Voir animation «dissolution» Equation de dissolution La dissolution d un soluté est une transformation chimique, on peut donc lui associer une équation chimique modélisant cette réaction. Exemples : Dissolution du chlorure de sodium : NaCl (s) Na + (aq) + Cl - (aq) Dissolution du chlorure de calcium : CaCl 2 (s) Ca 2+ (aq) + 2Cl - (aq) Dissolution du sulfate de cuivre penta hydraté : CuSO 4,5 2 0 (s) Cu 2+ (aq) + 2- SO 4 (aq) ( l) 4.3. Concentration La concentration molaire [X] d une espèce X présente en solution est égale au rapport de la quantité de matière n(x) de cette espèce dans la solution par le volume V de solution. [ X ] n( X ) V [ X ] : concentration molaire n( X ):quantitéde matière de X en mol V : volume de la solution en L de X en mol. L -1 Attention : La concentration molaire d une espèce n est pas forcément égale à la concentration molaire de soluté apporté! Exemple : Pour la dissolution de NaCl on a [Na + ] = [Cl - ] = c(nacl) mais pour la dissolution de CaCl 2 on a [Ca 2+ ] = c(nacl) et [Cl - ] = 2.c(NaCl) car il y a 2 fois plus d ions Cl - que d ions Ca 2+. A. COURCELLE Page 5 sur 5 Lycée St Exupéry de Fameck

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