Comprendre les interactions qui assurent les cohésions des solides ioniques et moléculaires permet d'interpréter les effets d'un transfert thermique (chaleur) et leurs solubilités dans des solvants polaires ou apolaires. Tout en étant électriquement neutre, une molécule polaire comporte des charges partielles délocalisées ayant pour origine une différence d'électronégativité entre des atomes liés par liaison covalente. Les concentrations effectives sont les concentrations des espèces effectivement en solution après une dissolution et sont liées à la concentration molaire en soluté apporté.
Les solides ioniques
Définition et formule
Solide ionique
Un solide ionique (ou cristal ionique) est un empilement régulier de cations (de charge positive) et d'anions (de charge négative) en quantités telles que le solide est électriquement neutre.
Le sel de cuisine est un solide ionique constitué d'ions sodium \ce{Na^{+}} et d'ions chlorure \ce{Cl^{-}}.
Formule d'un solide ionique
La formule statistique d'un solide ionique indique la nature et la proportion des ions présents. Elle doit rendre compte de la neutralité électrique du solide et elle commence toujours par la formule du cation. On indique son état (solide) par l'indice (s).
La formule statistique du chlorure de sodium constitué d'ions sodium \ce{Na^{+}} et d'ions chlorure \ce{Cl^{-}} est \ce{NaCl_{(s)}} car la neutralité électrique du solide impose une même proportion des ions sodium \ce{Na^{+}} et des ions chlorure \ce{Cl^{-}}.
La formule statistique du fluorure de calcium constitué d'ions calcium \ce{Ca^{2+}} et d'ions fluorure \ce{F^{-}} est \ce{CaF2_{(s)}} car la neutralité électrique du solide impose une proportion deux fois plus importante d'ions fluorure \ce{F^{-}} que d'ions calcium \ce{Ca^{2+}}.
La cohésion des solides ioniques
La cohésion d'un solide ionique est assurée par des forces de nature électrostatique entre les cations et les anions qui le constituent, conformément à la loi de Coulomb.
Dans le cristal de chlorure de sodium \ce{NaCl_{(s)}}, il existe une interaction attractive entre chaque ion sodium \ce{Na^{+}} et tous les ions chlorure \ce{Cl^{-}} qui l'entourent. Cette interaction l'emporte sur l'interaction répulsive avec les autres ions sodium \ce{Na^{+}}.
Cristal de chlorure de sodium \ce{NaCl_{(s)}} composé d'ions sodium \ce{Na^{+}} (en bleu) et d'ions chlorure \ce{Cl^{-}} (en vert)
Les solides moléculaires
La polarité des molécules
L'électronégativité
Électronégativité
L’électronégativité est une grandeur qui traduit la capacité d'un atome engagé dans une liaison covalente à attirer les électrons de la liaison.
Plus un atome est électronégatif, plus il aura tendance à attirer les électrons des liaisons covalentes qu'il partage.
Dans la classification périodique des éléments, l'électronégativité augmente de gauche à droite et de bas en haut. L'élément le plus électronégatif est le fluor (ne formant pas de liaisons covalentes, les gaz nobles ne sont pas concernés).
Classification périodique des éléments chimiques
- Les éléments hydrogène \ce{H} et carbone \ce{C} ont pratiquement la même électronégativité.
- L'électronégativité de l'oxygène \ce{O} est supérieure à celle de l'azote \ce{N}, elle-même supérieure à celle du carbone \ce{C}.
Liaisons polarisées - polarité d'une molécule
Liaison polarisée
Une liaison entre deux atomes est polarisée si ces deux atomes ont des électronégativités différentes.
La liaison \ce{H-H} n'est pas polarisée car les deux atomes sont identiques, donc de même électronégativité.
La liaison \ce{O-H} est polarisée car l'oxygène est un élément plus électronégatif que l'hydrogène : les électrons de la liaison sont attirés par l'atome d'oxygène qui porte alors une charge partielle négative \delta^{-}, alors que l'atome d'hydrogène porte lui une charge partielle positive \delta^{+}.
Polarisation de la liaison \ce{O-H}
Il ne suffit pas qu'une molécule comporte des liaisons polarisées pour qu'elle soit polaire, il faut aussi que sa géométrie n'annule pas globalement la répartition de ses charges partielles.
Molécule polaire
Une molécule polaire est une molécule dont les barycentres (les centres géométriques) des charges partielles positives et négatives ne sont pas confondus.
La molécule d'eau possède deux liaisons \ce{O-H} polarisées. De par la géométrie coudée de la molécule d'eau, ses barycentres G+et G- des charges partielles positives et négatives ne coïncident pas, la molécule est donc polaire.
Barycentres des charges partielles de la molécule d'eau
La molécule de dioxyde de carbone possède deux liaisons doubles \ce{C=O} polarisées car l'élément oxygène est plus électronégatif que l'élément carbone. De par la géométrie linéaire de la molécule de dioxyde de carbone, ses barycentres G+et G- des charges partielles positives et négatives sont confondues, cette molécule est donc apolaire.
Barycentres des charges partielles de la molécule de dioxyde de carbone
La cohésion des solides moléculaires
Solide moléculaire
Les solides moléculaires sont des solides constitués de molécules. Si l'arrangement des molécules est ordonné, ils sont cristallins, sinon ils sont amorphes.
Cristal de glace
Solide amorphe (verre)
La cohésion d'un solide moléculaire est assurée par deux types d'interactions intermoléculaires :
Interactions de Van der Waals
Les interactions de Van der Waals sont dues à l'attraction électrostatique entre deux nuages électroniques de deux molécules, lesquels fluctuent constamment dans le temps. Elles sont :
- De faible intensité
- Effectives seulement à courte distance
- D'autant plus intenses que les molécules sont longues.
Interaction de Van der Waals entre deux molécules
Liaison hydrogène
La liaison hydrogène est une interaction électrostatique, plus intense que la liaison de Van der Waals. Elle s'établit entre un atome d'hydrogène d'une molécule lié à un atome très électronégatif (comme O, N, F ou Cl) et un atome électronégatif d'une autre molécule.
Cette liaison est notée en pointillés entre les 3 atomes concernés.
Liaison hydrogène entre deux molécules d'eau
La dissolution
Les étapes
Un solide ionique nécessite un solvant polaire (comme l'eau) pour se dissoudre. La dissolution se déroule en trois étapes :
- La dissociation des ions du solide : dès la mise en solution, il apparaît des interactions électrostatiques entre les molécules de solvant et les ions. Les forces assurant la cohésion du cristal ionique s'en trouvent modifiées et les ions finissent par se séparer.
Dissociation des ions sodium et chlorure du sel dans l'eau
- La solvatation des ions (ou hydratation si le solvant est l'eau) : des molécules de solvant se placent tout autour de chaque ion et le stabilisent. On dit que l'ion est solvaté ou hydraté.
Hydratation des ions chlorure dans l'eau
- La dispersion des ions : sous l'effet de l'agitation thermique, les ions s’éloignent du cristal ionique et ne sont plus du tout en interaction.
Dispersion des ions sodium dans l'eau
La dissolution d'un solide moléculaire comprend les mêmes étapes, les interactions de Van der Waals entre le solvant et le solide expliquant sa dissociation.
L'équation de dissolution
L’équation de dissolution d'un solide est le bilan de ces trois étapes.
L'équation de dissolution du chlorure de sodium s’écrit :
\ce{NaCl (s)} \ce{->} \ce{Na^{+}_{(aq)}} + \ce{Cl^{-}_{(aq)}}
L'équation de dissolution du saccharose (sucre) s’écrit :
\ce{C12H22O11 (s)} \ce{->} \ce{C12H22O11 (aq)}
- Le solvant n'apparaît pas dans l'équation de dissolution (on peut éventuellement l'écrire au-dessus de la flèche).
- L'équation doit traduire les lois de conservation des éléments chimiques et de la charge électrique.
- De même que le solide ionique, la solution obtenue est toujours électriquement neutre.
- Pour les espèces chimiques solvatées par l'eau, on note « aq » qui signifie « aqueux ».
L'équation de dissolution du fluorure de calcium dans l'eau s’écrit :
\ce{CaF2 (s)} \ce{->[eau]} \ce{Ca^{2+}_{(aq)}} + 2\ce{F^{-}_{(aq)}}
Le choix du solvant
- Les solides ioniques et les solides composés de molécules polaires nécessitent un solvant polaire (comme l'eau) pour se dissoudre, car leur solubilité y est plus élevée que dans un solvant apolaire.
- Un solide composé de molécules apolaires nécessite un solvant apolaire pour se dissoudre, car sa solubilité y est plus élevée que dans un solvant polaire.
Le chlorure de sodium \ce{NaCl _{(s)}} et le saccharose \ce{C12H22O11_{ (s)}} se dissolvent bien dans l'eau, car ils sont respectivement un solide ionique et une espèce polaire. Leur solubilité dans le cyclohexane est quasi nulle.
La solubilité du diiode \ce{I2} est beaucoup plus importante dans le cyclohexane que dans l'eau car c'est une molécule apolaire.
Les concentrations effectives
La concentration molaire, notée C, est la concentration en soluté apporté.
Concentration molaire en soluté
La concentration molaire C en soluté apporté est égale au rapport de la quantité de matière de soluté dissous nsoluté par le volume de solution Vsolution :
C_{\left(mol.L^{-1}\right)} = \dfrac{n_{soluté\left(mol\right)}}{V_{solution\left(L\right)}}
La concentration molaire en soluté d'une solution de 250 mL préparée par dissolution de 0,10 mol de fluorure de calcium est :
C = \dfrac{n_{soluté}}{V_{solution}} = \dfrac{0{,}10}{250 \times 10^{-3}} = 0{,}40 mol.L-1.
On appelle concentrations effectives les concentrations des espèces chimiques effectivement en solution après dissolution du soluté.
Concentration molaire effective
La concentration molaire effective [X] d'une espèce chimique X présente en solution est égale au rapport de la quantité de matière de cette espèce présente en solution nX par le volume de solution Vsolution :
\left[X\right]_{\left(mol.L^{-1}\right)} = \dfrac{n_{X\left(mol\right)}}{V_{solution\left(L\right)}}
La concentration effective des ions en solution est liée à la concentration en soluté, conformément à l'équation de dissolution.
D'après l'équation de dissolution du fluorure de calcium dans l'eau :
\ce{CaF2 (s)} \ce{->} \ce{Ca^{2+}_{(aq)}} + 2\ce{F^{-}_{(aq)}},
on a : n_{\ce{Ca^{2+}}} = n_{\ce{CaF2}} et n_{\ce{F^{-}}} = 2 \times n_{\ce{CaF2}}.
On peut en déduire les concentrations effectives en ions :
\left[\ce{Ca^{2+}}\right] = C et \left[\ce{F^{-}}\right] = 2 \times C.
L'extraction
Pour extraire une espèce chimique d'un mélange, on peut ajouter un solvant dans lequel l'espèce à extraire est plus soluble que dans le solvant de départ. Le solvant ajouté et le mélange de départ ne doivent pas être miscibles pour qu'on puisse les séparer en utilisant une ampoule à décanter.
Extraction liquide - liquide
Les effets d'un transfert thermique
Transfert thermique et variation de température
Lorsqu'un corps pur reçoit un transfert thermique (de la chaleur), cela se traduit :
- À l'échelle macroscopique par une élévation de la température.
- À l'échelle microscopique par une augmentation de l'agitation des particules, appelée agitation thermique.
Les mouvements possibles pour les particules composant ce corps pur dépendent de son état physique :
| État physique | Effet d'un transfert thermique reçu |
|---|---|
| Solide | Augmentation du mouvement de vibration des particules autour de leur position fixe |
| Liquide | Augmentation du mouvement désordonné des particules |
| gaz | Augmentation de la vitesse des particules (très éloignées les unes des autres) |
Mouvement des molécules d'eau selon l'état physique
Transfert thermique et changement d’état
Un corps pur qui reçoit de l'énergie par transfert thermique peut changer d'état : il passe alors à un état moins ordonné. Dans le cas contraire, de l'énergie est cédée.
Les changements d'état physique
De manière générale, lorsqu'un corps pur change d’état physique vers un état moins ordonné, toute l’énergie thermique qu'il reçoit est utilisée pour rompre les interactions entre les particules qui le constituent.
Lors de la fusion d'un solide moléculaire :
- À l'échelle microscopique : il y a rupture des interactions intermoléculaires (de Van der Waals ; liaisons hydrogène) et l'agitation thermique des molécules n'augmente pas.
- À l'échelle macroscopique : la température du corps pur reste constante (ex : Tfus = 0°C pour l'eau à pression atmosphérique normale) : c'est la température de changement d'état.
Évolution de la température lors du changement d'état d'un corps pur
À pression constante, le changement d'état d'un corps pur s'effectue à température constante. On parle de palier de changement d'état.
