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SOLUTIONS ELECTROLYTIQUES - CONCENTRATIONS - Leçon n° 3

 

Cette leçon comporte cinq paragraphes.


1- LES SOLIDES IONIQUES


1-1 Le cristal ionique

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. 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.


1-2 Le cristal de chlorure de sodium de formule statistique NaCl

Le cristal de chlorure de sodium (sel de cuisine) est formé d'ions Na + et Cl -.

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.

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

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


1-3 Le cristal de fluorure de calcium de formule statistique CaF2

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

 

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.

- 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.


1-4 Conclusion sur les cristaux ioniques

Nous venons de voir que les cristaux ioniques sont électriquement neutres.

Il existe aussi des cristaux moléculaires comme l'eau solide. Là encore ce sont les forces électriques qui assurent la cohésion du cristal.

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

1 ion Na+ pour 1 ion Cl - donne un solide cristallin de formule statistique NaCl (chlorure de sodium).

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

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

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.

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


2- LE CARACTERE DIPOLAIRE DE LA MOLECULE DE CHLORURE D'HYDROGENE ET DE LA MOLECULE D'EAU


2-1 La molécule de chlorure d'hydrogène est polaire : Considérons la molécule du gaz chlorure d'hydrogène. Les deux électrons 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.

La molécule de chlorure d'hydrogène est polaire, on peut la schématiser ainsi :

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
Définition : électronégativité et électropositivité des éléments.

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.

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

Dans le tableau périodique des éléments, les éléments électronégatifs se trouvent en haut et à droite (on ne tient pas compte de la dernière colonne qui rassemble les gaz nobles, rares), les éléments électropositifs se trouvent à gauche.


2-3 La molécule d'eau est polaire
: latome doxygène O attire vers lui les doublets délectrons qui le lient aux deux atomes d'hydrogène H.

- Nous verrons plus loin que les deux molécules polaires HCl et H2O réagissent vivement.

- De façon générale, ce sont les molécules polaires qui sont les plus solubles dans l'eau et qui parfois même réagissent avec elle.


3- DISSOLUTION DES COMPOSES IONIQUES DANS L'EAU - SOLVATATION DES IONS


3-1 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 fonde en donnant un liquide dans lequel les ions sont devenus mobiles.

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

Les molécules d'eau, polaires, exercent sur le cristal des forces électriques qui détruisent le cristal ionique. Que deviennent les ions dissous dans l'eau ?


3-2 Solvatation des ions

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).

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.


3-3 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 +

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


3-4 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.

 
4- FORMULES DES SOLUTIONS IONIQUES


4-1 Notations

- Une solution aqueuse de chlorure de sodium est notée Na +(aq) + Cl -(aq).

On tolère d'écrire Na + + Cl - mais en aucun cas NaCl.

- Une solution aqueuse de sulfate d'aluminium est notée 2 Al + + +(aq) + 3 SO4 - -(aq).

On tolère d'écrire 2 Al + + + + 3 SO4 - - mais en aucun cas Al2(SO4)3.

Remarque : La notation Al2(SO4)3 est admise pour désigner le solide ionique sulfate d'aluminium mais en aucun cas pour désigner sa solution aqueuse . De même NaCl désigne le solide ionique chlorure de sodium mais en aucun cas la solution aqueuse correspondante .


4-2 Réaction associée à la dissolution d'un composé chimique dans l'eau

La notation (s) désigne un solide. La notation (l) désigne un liquide. La notation (g) désigne un gaz.

- Cas d'un solide ionique :

NaCl (s) Na +(aq) + Cl -(aq) ou, plus simplement :

NaCl (s) Na + + Cl -

- Cas d'un liquide (acide sulfurique  H2SO4) :

H2SO4(l) 2 H +(aq) + SO4- - (aq) ou, plus simplement :

H2SO4(l) 2 H + + SO4- -

Remarque : Nous avons vu ci-dessus que l'ion H +(aq) s'écrivait souvent H3O + (appelée ion oxonium ou hydronium).

La réaction associée à la dissolution de l'acide sulfurique s'écrit donc également :

H2SO4 (l) + 2 H2O2 H3O + + SO4- -

- Cas d'un gaz (chlorure d'hydrogène HCl) :

HCl (g) H +(aq) + Cl -(aq)

Remarque : Nous avons vu ci-dessus que l'ion H +(aq) s'écrivait souvent H3O + (appelé ion oxonium ou hydronium).

La réaction associée à la dissolution du gaz chlorure d'hydrogène dans l'eau s'écrit donc également :

HCl (g) + H2OH3O + + Cl -


5- CONCENTRATION MOLAIRE DU SOLUTE - CONCENTRATION MOLAIRE DES IONS EN SOLUTION


On dissout n = 0,10 mole de sulfate de sodium (solide ionique de formule statistique Na
2SO4) dans l'eau. La solution a un volume V = 1 L.

- On peut écrire que la concentration C du soluté apporté est C = n / V = 0,10 / 1 = 0,10 mol / L

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

Na2SO4 (s) 2 Na + + SO4- -

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 + et n (SO4 - -) = 0,10 mole d'ions sulfate SO4- - .

Les concentrations molaires des espèces effectivement présentes dans la solution sont :

[ Na + ] = n (Na +) / V = 0,20 / 1 = 0,20 mol / L

[ SO4- - ] = n (SO4- -) / V = 0,10 / 1 = 0,10 mol / L

Remarque :

- Ecrire [ Na2SO4 ] initial pour désigner C ne convient pas.

- La notation C se réfère à ce qui a été introduit (ou apporté) dans la solution. La notation [ ... ] se réfère à ce qui est effectivement présent dans la solution.

- Les situations plus délicates où la mise en solution aqueuse s'accompagne d'une transformation chimique qui n'est pas totale seront étudiées en classe terminale. Par exemple, les concentrations molaires des ions acétate CH3COO - (aq) et des ions H +(aq) diffèrent de la concentration apportée d'acide acétique CH3COOH, car l'acide acétique est un électrolyte faible qui ne s'ionise pas totalement au contact de l'eau.

 

A VOIR :

Connaissances du cours de Chimie 3

Problème résolu n° 3-A :

Problème n° 3-B (à résoudre) :

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