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La dissolution des solides ioniques et moléculaires

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Introduction :

Ce cours porte sur la dissolution des solides.

Dans un premier temps, nous décrirons les différents types de solides, leurs propriétés et les changements d’état qu’ils peuvent subir. Puis, nous nous intéresserons aux différents procédés de dissolution des solides.

Les différents types de solides

Il existe deux types de solides : les solides ioniques et les solides moléculaires.

Les solides ioniques

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Définition

Solide ionique :

Un solide ionique (ou cristal ionique) est un empilement régulier d’ions positifs (cations) et d’ions négatifs (anions).

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Exemple

Par exemple, le sel de table est composé de chlorure de sodium ($\text{NaCl}$).

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À retenir

Un solide ionique est électriquement neutre, il contient autant de charges positives que de charges négatives, il faut donc équilibrer le nombre de charges c’est-à-dire le nombre d’ions.

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Exemple

Par exemple, le chlorure de fer ($\text{FeCl}_3$) est composé d’ions $\text{Fe}^{3+}$ et d’ions $\text{Cl}^-$, pour que les charges se compensent, il faut que les ions $\text{Cl}^-$ soient multipliés par 3, d’où la formule $\text{FeCl}_3$.

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À retenir

La cohésion des solides ioniques est assurée par des forces électrostatiques entre les ions de charges opposées, selon la loi de Coulomb.

Ainsi, un anion $\text{A}$ de charge $q_A$ et un cation $\text{B}$ de charge $q_B$ s’attirent mutuellement selon une force d’intensité $F$ telle que $F= k\cdot \dfrac{|qA \cdot qB|}{r^2}$ où $r$ est la distance entre les 2 ions.

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Exemple

On peut l’observer sur cette représentation de cristal de chlorure de sodium :

Représentation du chlorure de sodium Représentation du chlorure de sodium

Les solides moléculaires

Nous savons déjà que les molécules sont des assemblages d’atomes liés entre eux. Il est intéressant de s’intéresser à la structure et la nature des liaisons qui permettent aux molécules d’exister.

Les liaisons entre les atomes d’une molécule dépendent de l’électronégativité de chacun des atomes.

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Définition

Électronégativité d'un atome :

L’électronégativité d’un atome est une grandeur sans dimension qui caractérise la capacité d’un atome à attirer à lui le doublet d’électrons de la liaison covalente qui l’associe à un autre atome. Pour mesurer l’électronégativité, on utilise l’échelle de Pauling, l’élément le plus électronégatif est le fluor avec une valeur de 4, et le moins électronégatif est le francium avec une valeur de 0,7.

Échelle de Pauling Échelle de Pauling

La différence d’électronégativité entre les deux atomes formant une liaison covalente détermine la polarité de cette liaison. La liaison covalente peut être polarisée ou apolaire.

  • La liaison covalente est polarisée lorsque la différence d’électronégativité entre les deux atomes qui la constituent est comprise en 0,3 et 1,7.

Dans ce cas, le doublet d’électrons formant la liaison covalente n’est pas réparti de manière symétrique entre les deux atomes. Les électrons vont se déplacer vers l’atome le plus électronégatif.

  • On attribue à l’atome le plus électronégatif (c’est-à-dire celui qui attire le plus les électrons) une charge partielle négative notée $\delta-$ (lire delta -) ;
  • On attribue à l’atome le moins électronégatif (c’est-à-dire celui qui attire le moins les électrons) une charge partielle positive notée $\delta+$ (lire delta +).

Considérons par exemple le chlorure d’hydrogène ($\text{HCl}$). L’atome de chlore $\text{Cl}$ est plus électronégatif que l’atome d’hydrogène $\text{H}$, il porte donc une charge partielle négative $\sigma ^-$. L’atome d’hydrogène H porte alors une charge partielle positive $\delta+$ La liaison covalente entre les 2 atomes est symbolisée $H^{\delta+}-Cl^{\delta-}$.

  • La liaison covalente est apolaire lorsque la différence d’électronégativité entre les deux atomes est inférieure à 0,3.

Prenons par exemple la molécule de diiode $\text{I}_{2}$. Les deux atomes constituant la molécule étant identiques, la liaison entre les deux atomes d’iode (I-I) est non polarisée ou apolaire.

De même, dans les molécules organiques, Les liaisons entre atomes de carbone et atomes d'hydrogène (liaisons C-H) sont également apolaires car la différence d’électronégativité entre l’atome de carbone et l’atome d’hydrogène est très faible.

  • Enfin, lorsque la différence d’électronégativité est supérieure à 1,7 la liaison devient ionique. L’atome le plus électronégatif capte les deux électrons du doublet formant la liaison covalente et les deux éléments sont ionisés.

C’est le cas par exemple du chlorure de sodium NaCl que nous avons vu dans la première partie.

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À retenir

Une molécule est polaire si elle est constituée de liaisons polarisées et si sa géométrie ne compense pas cette polarisation.

Pour déterminer la polarité d’une molécule, il faut connaître sa géométrie ainsi que la répartition dans l’espace des charges partielles ($\delta-$ et $\delta+$ ) de ses atomes.

  • Si les charges partielles positives et les charges partielles négatives ont le même centre de gravité, alors la répartition des charges est symétrique dans la molécule et celle-ci est apolaire.
  • Si les charges partielles positives et les charges partielles négatives n’ont pas le même centre de gravité, alors la répartition des charges n’est pas symétrique dans la molécule et celle-ci polaire.
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Exemple

Molécule d’eau :

Le centre de gravité des charges négatives est l’atome d’oxygène alors que le centre de gravité des charges positives est situé entre les deux atomes d’hydrogène. Les deux centres de gravité ne sont pas confondus, la molécule d’eau est donc polaire.

Molécule d'eau Molécule d'eau

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Exemple

Molécule de dioxyde de carbone :

Du fait de sa forme linéaire, le centre de gravité des charges positives est l’atome de carbone et le centre de gravité des charges négatives est situé entre les deux oxygènes, donc aussi sur l’atome carbone. Les deux centres de gravité sont confondus, la molécule de dioxyde de carbone est donc apolaire.

Molécule de dioxyde de carbone Molécule de dioxyde de carbone

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À retenir

La cohésion des solides moléculaires est assurée par deux forces différentes :

  • Les forces de Van der Waals : ce sont des interactions électriques intramoléculaires (à l’intérieur d’une même molécule) entre les charge partielles ($\delta-$ et $\delta+$) des atomes formant une liaison polarisée instantanée ou permanente. Ces interactions sont de faible intensité et de courte portée.
  • Les liaisons hydrogène : ce sont des interactions électrostatiques intermoléculaires (entre 2 molécules) entre un atome d’hydrogène d’une molécule et un autre atome (azote N, oxygène O) d’une autre molécule, cet autre atome étant plus électronégatif et porteur d’un doublet d’électrons non liant. Notons que les liaisons hydrogène sont de plus forte intensité que les forces de Van der Waals.

Voici par exemple une liaison hydrogène entre deux molécules d’eau :

liaison hydrogène entre deux molécules d’eau liaison hydrogène entre deux molécules d’eau

Voyons maintenant comment se comporte un solide sous l’effet de la température.

Changements d’état

La matière peut se présenter sous 3 états physiques : l’état solide (s), l’état liquide (l) et l’état gazeux (g). Les facteurs influant sur les changements d’état de la matière sont la température et la pression.

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Définition

Agitation thermique :

Lorsqu’un corps pur reçoit de la chaleur, l’énergie cinétique et donc la vitesse de ses molécules augmentent. Cette agitation des molécules peut provoquer la rupture de liaisons intermoléculaires et l’augmentation du désordre moléculaire : c’est l’agitation thermique.

L’augmentation de l’agitation thermique peut aboutir aux changements d’états : De solide (s) à liquide (l), puis à gazeux (g) ou de l’état solide (s) à l’état gazeux (g).

Inversement, une diminution de l’agitation thermique peut entrainer les transformations réciproques :
De gazeux (g) à liquide (l), puis à solide (s) ou de l’état gazeux (g) à l’état solide (s).

Les différents changements d’état de la matière peuvent être représentés sur un diagramme récapitulatif :

Les différents changements d'état de la matière Les différents changements d'état de la matière

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À retenir

Lorsqu'un corps pur change d'état, sa température ne varie pas tant que le changement n'est pas terminé. Par exemple, la température de fusion de l’eau (passage de l’état solide à l’état liquide) est de 0 °C.

On appelle énergie de cohésion d’un composé solide moléculaire l’énergie qu’il faut apporter pour transformer 1 mole de ce composé de l’état solide à l’état gazeux. Cette énergie est aussi appelée énergie de sublimation et s’exprime en joule par mole ($\text{J}\cdot\text{mol}^{-1}$).

La dissolution des solides

La dissolution

La dissolution d’un solide comporte trois étapes :

  • une étape de dissociation : les molécules du solvant entrent en contact avec les molécules du solide (ou les ions s’il s’agit d’un solide ionique). Des interactions électrostatiques s’établissent entre les molécules du solvant et les molécules du solide (ou les ions s’il s’agit d’un solide ionique).

Les interactions qui maintiennent la cohésion du solide (forces de Van der Waals, liaisons hydrogène ou les liaisons ioniques dans le cas d’un solide ionique) se rompent et le solide se désagrège petit à petit.

  • une étape de solvatation : Les molécules ou les ions (cas du solide ionique) dissociés s’entourent de molécules de solvant attirées sous l’effet de forces électrostatiques.
  • une étape de dispersion : sous l’effet de l’agitation thermique ou par une agitation mécanique, les molécules ou les ions solvatés se répartissent progressivement dans l’ensemble du solvant. On obtient un mélange homogène : la solution.

Ainsi, on comprend pourquoi la dissolution d’un morceau de sucre dans du café ou la dissolution du sel dans de l’eau ne sont jamais instantanées.

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À retenir

Lors d’une dissolution dans l’eau, les molécules ou les ions passent d’un état solide à un état aqueux on dit qu’ils deviennent des solutés. Aussi, on ajoute l’indice (aq) à la formule chimique des solutés.

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Exemple

On a :

  • pour le chlorure de sodium : $\text{NaCl}_{(s)}\rightarrow \text{Na}^{+}_{(aq)} + \text{Cl}^{-}_{(aq)}$
  • pour la dissolution du saccharose : $C_{12}H_{22}O_{11(s)} \rightarrow C_{12}H_{22}O_{11(aq)}$
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Attention

Il faut respecter la conservation des atomes et des charges. De plus, le solvant n’apparaît pas dans l’équation.

Le solvant

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À retenir

Les solides ioniques seront solubles uniquement dans des solvants très polaires comme l’eau, des solides composés de molécules polaires seront solubles dans des solvants polaires (ou hydrophiles) et des solides composés de molécules apolaires seront solubles dans des solvants apolaires (ou hydrophobes).

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Exemple

Le chlorure de sodium ($\text{NaCl}$), solide ionique, est soluble dans l’eau, le saccharose solide (composé de molécules polaires) est soluble dans l’eau, et le diiode (apolaire) est très peu soluble dans l’eau mais il est très soluble dans le cyclohexane (apolaire).

Calculs de concentrations

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À retenir

Pour les solides moléculaires en solution, le calcul de la concentration se fait comme nous l’avons déjà vu en faisant le rapport entre la quantité de matière dissoute et le volume de solvant : $C=\frac{n}{V}$

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Exemple

Lorsqu’on dissout une mole de sucre dans 5 mL d’eau la concentration est de : $C = \frac{1}{0,005} = 200$ mol/L

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À retenir

Pour les solides ioniques en solution, le calcul de concentrations en ions se fait aussi avec la formule $C=\frac{n}{V}$ mais il faut tenir compte des cœfficients stœchiométriques de l’équation de dissolution.

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Exemple

L’équation de réaction de la dissolution du chlorure de magnésium s’écrit : $\text{MgCl}_{2} \rightarrow \text{Mg}^{2+}_{(aq)} + 2\text{Cl}^{-}_{(aq)}$

D’après cette équation, les concentrations en chlorure de magnésium $\text{MgCl}_2$ et en ions $\text{Mg}^{2+}$ et $\text{Cl}^{-}$ sont liées par les relations : $C(\text{MgCl}_{2}) = (\text{Mg}^{2+}) = \dfrac{C(\text{Cl}^-)}{2} = \dfrac{n(\text{MgCl}_{2})}{V}$

Ainsi, lors de la dissolution d’une mole de MgCl2 dans un litre d’eau on a : $C(\text{Mg}^{2+}) = C(\text{MgCl}_{2}) = 1\ \text{mol/L}$ et $C(\text{Cl}^-) = 2\ \text{mol/L}$

L’extraction

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Définition

Extraction :

L’extraction liquide/liquide est une technique de séparation des molécules d’un mélange qui repose sur la différence de solubilité des molécules de ce mélange dans des solvants non miscibles entre eux.

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À retenir

Dans cette technique, les molécules à extraire sont généralement dissoutes dans de l’eau (solution aqueuse). On utilise une ampoule à décanter et un solvant organique apolaire non miscible à l’eau.

On peut ensuite séparer les deux phases (phase aqueuse et phase organique) et récupérer chaque phase séparément. La phase organique contient le solvant organique et les molécules extraites.

Par séchage et évaporation du solvant organique, on récupère les molécules organiques sous forme solide.

Alt texte Technique d’extraction

Conclusion :

Un solide ionique est constitué d’ions et sa cohésion est assurée par les forces d’interaction électrostatiques.
De même, un solide moléculaire est constitué de molécules et sa cohésion est assurée par les forces électriques de Van der Walls et les liaisons Hydrogène.
Dans un solide moléculaire, la polarité des liaisons covalentes est liée à la différence d’électronégativité des atomes formant les liaisons. Une molécule est polaire si elle contient des liaisons polarisées et si sa géométrie n’annule pas cette polarisation.
Un solide soumis à une élévation de température peut subir un changement d’état suite à l’agitation de ses molécules et à la rupture des liaisons intermoléculaires.
La dissolution d’un solide comprend une dissociation, une solvatation et une dispersion des molécules ou ions formant le solide, qui deviennent alors des solutés.
Leurs concentrations $\text{C}$ dans la solution de volume $\text{V}$ est donné par la relation $\text{C}=\frac{n}{V}$ où $\text{n}$ est la quantité de matière des molécules ou ions dissous. Dans le cas où la dissolution conduit à la formation d’ions, les concentrations sont calculées en tenant compte des coefficients stœchiométriques de l’équation de dissolution.