Cours - Sciences réseau

SOLUTIONS ELECTROLYTIQUES CONCENTRATIONS
I.LES SOLIDES IONIQUES
I.a. Expériences
Dissolution du sel de cuisine
Dissolution du sucre (saccharose)
Conclusion :
L’eau salée conduit le courant mais pas l’eau sucrée. Il y donc des charges électriques dans
l’eau salée mais pas d’eau l’eau sucrée.
Animation électrolyse
I.b. Modélisation
Formule du sel de cuisine : NaCl
Formule du saccharose : C12 H22 O11
saccharose.pdb
Les éléments Na et Cl obéissent à la règle de l'octet :
Na (Z=11) : (K)2(L)8(M)1 la structure électronique la plus stable est : (K)2 (L)8 avec huit
électrons sur sa couche externe. Le sodium est donc ici sous forme ionique Na+
Cl (Z= 17): (K)2(L)8(M)7 la structure électronique la plus stable est : (K)2 (L)8 (M)8 avec huit
électrons sur sa couche externe. Le chlore est donc ici sous forme ionique ClL’élément C et O obéissent à la règle de l'octet et l’H à la règle du duet
C (Z=6) : (K)2(L)4 il devra faire 4 liaisons pour remplir sa couche K de 8 électrons
O (Z=8) : (K)2(L)6 il devra faire 2 liaisons pour remplir sa couche K de 8 électrons
H (Z=1) : (K)1 il devra faire une liaison pour remplir sa couche K de 2 électrons.
Dans le saccharose les éléments O,C et H forment des liaisons pour remplir leur dernière
couche
Solutions 1S
Page 1
I.c. Comment le cristal ionique peut-il tenir ?
Chaque ion est entouré d'ions voisins de signes opposés. La cohésion de cette structure
ordonnée (ou cristal) est assurée par les forces électriques de Coulomb.
I.d. 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 -.
Dans un tout petit grain de sel de cuisine cette disposition se répète des millions de fois.
Nombre de Na+ :
ions}
.des.8 coins
ions}
.des.6 faces
1
1
8×
+ 6×
= 4 ions Na+
8
2
Nombre de Clions .des.12.arêtes
678
1
12×
4
}
1
ion .central
+
= 4 ions Cl-
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.
I.e. 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.
Solutions 1S
Page 2
Nombre de Ca2+ :
4 ions
Nombre de Fions .des.12.arêtes
678
}
1
1
8×
+ 12×
8
4
ions}
.des.6 faces
ion .central
}
1
+ 6×
+ 1 = 8 ions
2
ions .des.8 coins
Remarque : Les ions Ca + + et F - obéissent à la règle de l'octet :
Ca : (K)2(L)8(M)8(N)2 La structure électronique la plus stable est : Ca + + : (K)2 (L)8 (M)8 avec
huit électrons sur sa couche externe.
F : (K)2(L)7 La structure électronique la plus stable est :F - : (K)2 (L)8 avec huit électrons sur sa
couche externe.
I.f. Conclusion sur les cristaux ioniques
Nous venons de voir que les cristaux ioniques sont électriquement neutres.
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).
Par exemple NaCl, CaF2, Al2(SO4)3 sont des sels. Il en existe beaucoup d'autres.
N°1,3 P37
II.LE CARACTERE DIPOLAIRE DE LA MOLECULE DE CHLORURE
D'HYDROGENE ET DE LA MOLECULE D'EAU
II.a. 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 :
Solutions 1S
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On peut dire que le "barycentre" des charges négatives (électrons) est distinct du "barycentre"
des charges positives (protons présents dans les noyaux des atomes).
II.b. 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.
II.c. La molécule d'eau est polaire :
L’atome d’oxygène O attire vers lui les doublets d’électrons 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.
4,5 P37
III.Dissolution d’un électrolyte dans l’eau
Animation dissolution 1
**Animation dissolution 2**
III.a. Dissociation 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 -.
Solutions 1S
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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.
III.b. Solvatation
III.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.
IV.FORMULES DES SOLUTIONS IONIQUES
IV.a. 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.
Solutions 1S
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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.
IV.b. 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)
- Cas d'un liquide (acide sulfurique H2SO4) :
H2SO4(L) →2 H +(aq) + SO4- - (aq)
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 H2O
2 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) + H2O
H3O + + Cl –
8,10,11 P37
V.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 Na2SO4)
dans l'eau. La solution a un volume V = 1 L.
- On peut écrire que la concentration C du soluté apporté est :
n 0,1
C=
=
= 0,10 mol / L
V
1
- 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- - .
Solutions 1S
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Les concentrations molaires des espèces effectivement présentes dans la solution sont :
n + 0,20
• [ Na + ] = Na =
= 0,20 mol / L
V
1
n SO 2−
0,10
4
• [ SO4- - ] =
=
= 0,10 mol / L
V
1
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.
12,13,15,17 P38 calcul de concentrations
31* P39
20,21,22 P38 dilutions
Solutions 1S
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