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Leçon n° 11 : LES INTERACTIONS DANS LA MATIERE

 

Cette leçon comporte quatre paragraphes.


1- INTERACTIONS ELECTROSTATIQUES DANS LES SOLIDES IONIQUES


Nous avons déjà abordé cette partie du cours dans
la leçon 2.

L'étude d'un solide ionique montre que celui-ci est constitué d'ions positifs (cations) et d'ions négatifs (anions) bien ordonnés dans l'espace. Chaque ion est entouré d'ions voisins de signes opposés. La distance entre deux ions voisins est de l'ordre de quelques centaines de picomètres (1 pm = 10 - 12 m). La cohésion de cette structure ordonnée (ou cristal) est assurée par les forces électriques de Coulomb (voir la leçon 8). Chaque ion est soumis à un grand nombre de forces électriques dont la résultante est nulle (à très basse température).

Remarque : Si on apporte de l'énergie calorifique à ce cristal ionique, la température s'élève, les ions se mettent à vibrer autour de leur position moyenne. Si on atteint la température de fusion, le cristal est détruit et on obtient un liquide ionique très chaud.


1-1 Le cristal ionique de chlorure de sodium de formule statistique NaCl (sel de cuisine)

Le cristal de chlorure de sodium (sel de cuisine) est formé d'ions Na + et Cl - qui satisfont à la règle de l'octet.

Chaque ion est entouré de six ions d'espèce différente disposés en octaèdre. Dans un tout petit grain de sel de cuisine cette disposition se répète des millions de fois.

Sur chaque ion Na + s'exercent des forces attractives dues aux ions Cl - et des forces répulsives dues aux autres ions Na +. Ces forces en se compensant assurent la cohésion du cristal.

(1)

Le cristal de chlorure de sodium (sel de cuisine) est formé d'ions Na + et Cl - qui satisfont à la règle de l'octet.

Chaque ion est entouré de six ions d'espèce différente disposés en octaèdre. Dans un tout petit grain de sel de cuisine cette disposition se répète des millions de fois.

Sur chaque ion Na + s'exercent des forces attractives dues aux ions Cl - et des forces répulsives dues aux autres ions Na +. Ces forces en se compensant assurent la cohésion du cristal.

La maille élémentaire contient l'équivalent de 4 ions Na + et de 4 ions Cl - (voir exercices 11-B).

Par apport de chaleur, dans un four, la température s'élève et les ions Na + et Cl - vibrent de plus en plus. Ces vibrations sont capables de blesser la peau (brûlure). A la température de fusion tF = 801 °C, le cristal est détruit, on obtient du sel fondu, dans lequel les ions sont devenus mobiles. Par électrolyse on peut alors préparer du dichlore Cl2 et du sodium Na.

· Remarque :

Les ions Na + et Cl - obéissent à la règle de l'octet :

- L'atome de sodium (K)2 (L)8 (M)1 a donné naissance à l'ion sodium stable (K)2 (L)8 noté Na + avec huit électrons sur sa couche externe. (2)

- Dans le chlorure de sodium l'atome de chlore (K)2(L)8(M)7 a donné naissance à l'ion chlorure stable (K)2 (L)8 (M)8 noté Cl - avec huit électrons sur sa couche externe. (3)


1-2 Le cristal de fluorure de calcium de formule statistique CaF2

(4)

Le cristal de fluorure de calcium est formé d'ions calcium Ca + + et d'ions fluorure F -.

On trouve 2 fois plus d'ions F - que d'ions Ca + + (pour satisfaire à la neutralité électrique du cristal).

Les ions F - se trouvent aux sommets d'un réseau cubique. Les ions Ca + + occupent les centre de cubes alternés.

Ici aussi les forces attractives entre ions de signe contraire sont compensées par les forces répulsives entre ions de même signe. Ces forces de Coulomb assurent la cohésion du cristal.

· Remarque :

Les ions Ca + + et F - obéissent à la règle de l'octet :

- L'atome de calcium Ca : (K)2(L)8(M)8(N)2 a donné naissance à l'ion stable Ca + + : (K)2 (L)8 (M)8 avec huit électrons sur sa couche externe. (5)

- L'atome de fluor F : (K)2(L)7 a donné naissance à l'ion stable F - : (K)2 (L)8 avec huit électrons sur sa couche externe. (6)


1-3
Conclusion sur les cristaux ioniques

· Nous venons de voir que les cristaux ioniques sont globalement neutres.

· La proportion d'anions et de cations est telle que la neutralité électrique est respectée :

1 ion Na+ et 1 ion Cl - donnent un solide cristallin de formule statistique NaCl (chlorure de sodium). (7)

1 ion Ca + + et 2 ions F - donnent un solide cristallin de formule statistique CaF2 (fluorure de calcium). (8)

2 ions Al + + + et 3 ions SO4 - - donnent un solide cristallin de formule statistique Al2(SO4)3 (sulfate d'aluminium). (9)

· Remarque : Autrefois, on appelait sel l'association d'ions positifs (autre que H +) et d'ions négatifs (autres que HO -).

Par exemple NaCl, CaF2, Al2(SO4)3 sont des sels. Il en existe beaucoup d'autres.

Leur dissolution dans l'eau sera étudiée plus loin (paragraphe 4).

Avant d'étudier la dissolution de ces cristaux ioniques dans l'eau, nous allons revenir sur les propriétés de la molécule d'eau H2O (ci-dessous).


2- EXISTENCE DE CERTAINES MOLECULES DIPOLAIRES


2-1- La molécule de chlorure d'hydrogène est polaire
:

(10)

La molécule de chlorure d'hydrogène est polaire.

Les deux électrons négatifs du doublet liant entre H et Cl ont tendance à se rapprocher de l'atome Cl et à s'éloigner de l'atome H. On dit que l'élément chlore est plus électronégatif que l'élément hydrogène.

On peut dire que le "barycentre" des charges négatives (électrons) est distinct du "barycentre" des charges positives (protons présents dans les noyaux des atomes).


2-2- Electronégativité et électropositivité des éléments.

(11)

L'électronégativité traduit la capacité d'un élément à attirer vers lui les électrons d'un doublet liant.

Un élément ayant tendance à attirer ces électrons est dit électronégatif. (12)

Un élément laissant s'éloigner ces électrons est dit électropositif. (13)

Dans le tableau périodique des éléments, l'électronégativité augmente de la gauche vers la droite d'une ligne (période) et du bas vers le haut d'une colonne (on ne tient pas compte de la dernière colonne qui rassemble les gaz nobles, rares), Les éléments électronégatifs se trouvent en haut et à droite du tableau, les éléments électropositifs se trouvent à gauche du tableau. (14)


2-3- La molécule d'eau est polaire
:

(15)

L'atome d’oxygène O attire vers lui les doublets d’électrons qui le lient aux deux atomes d'hydrogène H.

L'eau liquide est un solvant polaire (voir ci-dessous).


2-4- La molécule d'ammoniac est polaire
:

(16)

L'atome N électronégatif attire vers lui les doublets d'électrons qui le lient aux 3 atomes d'hydrogène H.

L'ammoniac est très soluble dans l'eau et réagit avec elle (voir plus loin).

Nous verrons plus loin que les deux molécules polaires HCl et NH3 réagissent vivement avec le solvant H2O (voir action HCL) puis (voir action NH3). (17)

De façon générale, ce sont les molécules polaires qui sont les plus solubles dans l'eau et qui parfois même réagissent avec les molécules H2O. (18)


3- INTERACTIONS DANS LES SOLIDES MOLECULAIRES ET DANS LES LIQUIDES MOLECULAIRES


De nombreux solides ne sont pas ioniques. Ils sont constitués de molécules. Si ces molécules sont rangées de façon ordonnée ce solide est dit cristallin (exemple : le diiode); dans le cas contraire il est dit amorphe (exemple : le plexiglass).

Les interactions entre ces molécules sont de 2 types (interactions de Van der Waals et liaisons hydrogène).


3-1- La liaison hydrogène

La liaison hydrogène est une interaction électrostatique entre 2 molécules. Une des molécules contient un atome d'hydrogène H électropositif lié à un atome électronégatif (O,N,F,Cl, etc). L'autre molécule contient un atome fortement électronégatif (O, N, F, Cl).

Exemple 1 : Liaison hydrogène (pont hydrogène) entre les molécules d'eau dans la glace et l'eau liquide.

(19)

Dans la glace (eau solide) chaque molécule d'eau forme des liaisons hydrogène avec 4 molécules voisines. (voir exercice 11-C)

Dans l'eau liquide ces "ponts" hydrogène existent aussi. Cela explique que pour faire bouillir de l'eau il faut atteindre une température élevée (100 ° C sous la pression atmosphérique normale). Il suffit de - 60,7 °C pour faire bouillir du sulfure d'hydrogène dans lequel il n'y a pas de liaisons hydrogène.

Exemple 2 : Liaison hydrogène (pont hydrogène) entre molécules d'eau liquide et molécules d'ammoniac.

(21)

- Le pont hydrogène est à l'origine de la solubilité de l'ammoniac dans l'eau.

- La liaison hydrogène entre le H électronégatif de la molécule d'eau du haut et le N de la molécule de NH3 est à l'origine de la transformation suivante :

H2O + HH3 = HO- + NH4+ (22)

- La solution d"ammoniaque sera basique car [ HO - ] > [ H3O + ] (23)


3-2- Les interactions de van der Walls

Les interactions de van der Walls sont des interactions de faible intensité entre atomes, entre molécules, ou entre une molécule et un cristal. Bien que de faible intensité elles sont d'une grande importance pour expliquer de nombreux phénomènes. Par exemple un lézard comme le gecko peut marcher sur un plafond même si celui-ci est en verre.

Le schéma ci-dessous est un autre exemple d'interaction de Van der Walls : Cette interaction dite de Debye fait intervenir un dipôle permanent H2O et un dipôle induit Cl2 entre lesquels s'exerce une force électrique. Grace à cette polarisation induite, le chlore, normalement apolaire, devient un dipôle induit soluble dans l'eau pure. Le dichlore est évidemment beaucoup moins soluble dans l'eau salée.

Ces forces de Van der Walls interviennent entre molécules polaires on non polaires. En effet une polarisation induite peut apparaître sur une molécule non polaire soumise à l'influence d'une molécule polaire.

 

(24)


4- DISSOLUTION DE CERTAINS SOLIDES DANS CERTAINS LIQUIDES


Un solvant peut être polaire comme l'eau ou l'éthanol ou apolaire comme le cyclohexane ou le benzène. (25)


4-1 Dissolution d'un solide ionique dans l'eau polaire (dissociation, solvatation, dispersion)

Prenons comme exemple la dissolution du chlorure de sodium dans l'eau.

Nous avons vu qu'il fallait atteindre une température élevée (température de fusion tF = 801 °C) pour que le solide cristallin NaCl fonde en donnant un liquide dans lequel les ions sont devenus mobiles. (26)

Par contre, c'est à la température ordinaire que la dissolution du chlorure de sodium dans l'eau se produit. (27)

Cette dissolution se fait en 3 étapes (dissociation, solvatation, dispersion).

a) Dissociation du cristal

Les molécules d'eau polaires, exercent sur les ions Na+ et Cl - du cristal des forces électriques qui détruisent le cristal ionique. (28)

Les ions Na+ et Cl- se détachent du cristal.

b) Solvatation des ions

  (29) 

Les molécules d'eau polaires s'orientent sous l'action de forces électriques. Leur pôle négatif (atome O) est attiré par un ion Na +, leur pôle positif (situé au milieu des atomes H) est attiré par un ion Cl -.

Pour rappeler que les ions Na + et Cl - sont solvatés (liés à des molécules d'eau) on les écrira souvent Na + (aqueux) et Cl - (aqueux) ou, plus simplement, Na +(aq) et Cl -(aq). (30)

Remarque : Le phénomène de solvatation des ions, dû à l'interaction ion-dipôle, est général et d'autant plus accentué que l'ion est petit et que sa charge est élevée.

c) Dispersion des ions

Les deux étapes précédentes, dissociation du cristal en ions séparés, solvatation des ions, sont suivies de la dispersion des ions solvatés dans tout le volume occupé par le liquide. Une agitation permet d'accélérer cette 3° phase. (31)

Remarque : Solvatation de l'ion H +

L'atome d'hydrogène H est formé d'un noyau (ne comportant qu'un seul proton positif) et d'un électron négatif.

L'ion H + est donc un proton. Cet ion est très petit. Il forme avec l'eau une liaison très forte qui permet de considérer l'ion H + (aq) comme l'espèce H3O +, appelée ion oxonium (de préférence à hydronium).

La solvatation de l'ion H + s'écrit :

H + + H2O H3O + (32)

Le schéma rappelle la structure pyramidale à base triangulaire de l'ion oxonium :

(33)  

Cet ion H3O +, présent dans une solution aqueuse, lui confère des propriétés acides. Parfois, on le notera plus simplement .


4-2 Equation de dissolution

a) Dissolution d'un solide ionique dans l'eau

Exemple 1 : Dissolution du chlorure de sodium dans l'eau :

NaCl (s)   Na + (aq) + Cl - (aq) (34)

Exemple 2 : Dissolution du sulfate d'aluminium dans l'eau :

Al2 (SO4)3 (s) 2 Al +++(aq) + 3 SO4 - - (aq) (35)

b) Dissolution d'un solide moléculaire dans l'eau 

Exemple 1 : Dissolution du diiode dans l'eau

I2 (s) I2 (aq) (36)

La solubilité du diiode est faible dans l'eau.

c) Remarque 1 :

Une espèce apolaire est plus soluble dans un solvant apolaire comme le cyclohexane que dans un solvant polaire comme l'eau. (37)

d) Remarque 2 :

Une espèce ionique ou polaire (ici HCl) est plus soluble dans un solvant polaire comme l'eau que dans un solvant apolaire comme le cyclohexane. (38)

(39)

H2O + HCl H3O + + Cl - (40)

 Cet ion H3O +, présent dans une solution aqueuse, lui confère des propriétés acides.

Parfois, on le notera plus simplement H + (aq).


4-3 Concentration molaire volumique en soluté apporté. Concentration molaire volumique des espèces en solution

 Exemple : On dissout n = 0,10 mole de sulfate de sodium (solide ionique de formule statistique Na2SO4) dans de l'eau. La solution a un volume V = 0,50 L.

On peut écrire que la concentration molaire volumique C en soluté apporté est :

C = n / V = 0,10 / 0,50 = 0,20 mol / L (41)

La réaction associée à la dissolution du sulfate de sodium s'écrit :

Na2SO4 (s) 2 Na + (aq) + SO4- - (aq) (42)

On voit que l'apport de n = 0,10 mole de sulfate de sodium solide fait apparaître, en solution :

n ( Na + ) = 0,20 mole d'ions sodium Na + (aq) (43)

n ( SO4 - - ) = 0,10 mole d'ions sulfate SO4- - (aq) (44)

Les concentrations molaires volumiques des espèces présentes dans la solution sont notées [ Na + ] et [ SO4- - ] :

[ Na + ] = n ( Na + ) / V = 0,20 / 0,50 = 0,40 mol / L (45)

[ SO4- - ] = n ( SO4 - - ) / V = 0,10 / 0,50 = 0,20 mol / L (46)

Remarque 1 : La dissolution d'un solide dans l'eau a une limite. Par exemple la solubilité du chlorure de sodium dans l'eau à 25 °C est de 357 g / L soit 6,10 mol / L.

Remarque 2 :La solubilité d'une espèce chimique ionique ou polaire est meilleure dans un solvant polaire que dans un solvant apolaire. Inversement la solubilité d'une espèce apolaire est plus grande dans un solvant apolaire que dans un solvant polaire.

Remarque 3 : Toute solution aqueuse est électriquement neutre.

 

A VOIR :

Exercice 11-A : Connaissances du cours n° 11.

Exercices 11-B : Solides ioniques - Force électrostatique de Coulomb - Molécules polaires.

Exercices 11-C : Interactions dans les solides moléculaires et dans les liquides moléculaires - Interactions de Van der Walls.

Exercices 11-D : Dissolution de certains solides dans certains liquides.

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