De la structure des entités à leur cohésionCours

I

Cohésion des solides

A

Les solides ioniques

1

Définition et formule

L'état solide est l'un des trois états de la matière. Parmi les solides, nous pouvons distinguer les solides ioniques.

Solide ionique

Un solide ionique (ou cristal ionique) est un empilement régulier de cations et d'anions en quantités telles que le solide est électriquement neutre.

Le sel de cuisine (\ce{NaCl}) est un solide ionique constitué d'ions sodium \ce{Na+}  et d'ions chlorure \ce{Cl^{–}}.

Cristal de chlorure de sodium NaCl(s) composé d'ions sodium Na+ (en bleu) et d'ions chlorure Cl− (en vert)
Cristal de chlorure de sodium NaCl(s) composé d'ions sodium Na+ (en bleu) et d'ions chlorure Cl− (en vert)

Comme toute entité, les solides ioniques sont caractérisés par une formule.

La formule d'un solide ionique indique la nature et la proportion des ions présents. On parle de formule statistique car 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{CaF_2(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+}}.
2

Cohésion des solides ioniques

Dans un solide ionique, les ions de charge opposée s'attirent, ce qui assure sa cohésion.

La cohésion d'un solide ionique est assurée par des forces de nature électrostatique entre les cations et les anions qui le constituent.

Dans le cristal de chlorure de sodium \ce{NaCl(s)}, il existe une interaction attractive entre chaque ion sodium \ce{Na+}  et les ions chlorure \ce{Cl^{−}} qui l'entourent. Cette interaction l'emporte sur l'interaction répulsive avec les autres ions sodium \ce{Na+}.

B

Les solides moléculaires

1

Définition et formule

Parmi les solides, il existe aussi des solides dits moléculaires.

Solides moléculaires

Les solides moléculaires sont des solides constitués de molécules. Si l'arrangement des molécules est ordonné, ils sont cristallins, sinon ils sont amorphes.

  • Dans la glace, l'arrangement des molécules d'eau est ordonné et régulier, il s'agit donc d'un cristal.
Cristal de glace
Cristal de glace
  • Dans le verre, l'arrangement des molécules de silice \ce{SiO{2}} est désordonné et irrégulier, il s'agit donc d'un solide amorphe.
Solide amorphe (verre)
Solide amorphe (verre)

La formule d'un solide moléculaire s'obtient simplement en indiquant la formule de la molécule qui le compose, suivie de l'indice (s).

La formule d'un cristal de glace est \ce{H2O(s)}.

2

Cohésion des solides moléculaires

Bien que les molécules soient des entités électriquement neutres, elles exercent les unes sur les autres des interactions attractives, appelées interactions intermoléculaires.

La cohésion d'un solide moléculaire est assurée par deux types d'interactions intermoléculaires : les interactions de Van der Waals et les liaisons hydrogène.

 Interactions de Van der Waals

Les interactions de Van der Waals sont des attractions électrostatiques de faible intensité existant entre des molécules suffisamment proches.

Leur origine dépend du type de molécules :

  • Entre molécules polaires : Les charges partielles opposées s'attirent. On peut représenter ces interactions par des pointillés larges entre les atomes concernés.

L'attraction électrostatique de type Van der Waals entre les charges partielles existant entre deux molécules de méthanal explique la cohésion de ce solide moléculaire.

-
  • Entre molécules apolaires : Il n'existe pas de charges partielles, mais étant donné que les nuages électroniques fluctuent en permanence, il arrive que des zones soient appauvries ou enrichies en électrons et qu'ainsi elles s'attirent.

Les fluctuations du doublet liant de la molécule de diiode rendent possibles des attractions électrostatiques entre la partie appauvrie en électrons du doublet d'une molécule et la partie enrichie en électrons d'une autre molécule.

-

La liaison hydrogène est un cas particulier d'interactions intermoléculaires, elle est caractérisée par une plus grande intensité.

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 \ce{O}, \ce{N}, \ce{F} ou \ce{Cl} ) et un atome électronégatif d'une autre molécule.

Cette liaison est représentée en pointillés fins entre les atomes concernés.

Liaison hydrogène entre deux molécules d'eau
Liaison hydrogène entre deux molécules d'eau
II

Dissolution des solides ioniques dans l'eau

A

Le solvant eau

L'eau est un solvant adéquat pour dissoudre les solides ioniques.

L'eau étant une molécule très polaire, elle peut établir, grâce à ses charges partielles, des interactions électrostatiques avec les ions, ce qui en fait un bon solvant pour dissoudre des solides ioniques.

Le chlorure de sodium \ce{NaCl_{(s)}}  se dissout bien dans l'eau car c'est un solide ionique.

Les molécules polaires se dissolvent aussi bien dans l'eau, contrairement aux molécules apolaires, qui nécessitent un solvant apolaire (comme le cyclohexane).

Le saccharose \ce{C12H22O11_{(s)}}, molécule polaire, se dissout bien dans l'eau, alors que le diiode \ce{I2_{(s)}}, apolaire, ne s'y dissout pas.

B

La réaction de la dissolution

La réaction de la dissolution modélise de manière simple un phénomène qui se déroule en plusieurs étapes.

La dissolution d'un solide ionique se déroule en trois étapes.

Etape 1

La dissociation des ions du solide

Dès la mise en solution du solide dans l'eau (ou un autre solvant), il apparaît des interactions électrostatiques entre les molécules d'eau (ou du 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 Na+ et chlorure Cl− du sel dans l'eau

Dissociation des ions sodium Na+ et chlorure Cl− du sel dans l'eau

Etape 2

L'hydratation des ions (ou solvatation dans le cas d'un autre solvant)

Des molécules d'eau (ou du solvant) se placent tout autour de chaque ion et le stabilisent. On dit que l'ion est hydraté (ou solvaté).

Hydratation des ions chlorure dans l'eau

Hydratation des ions chlorure dans l'eau

Etape 3

La dispersion des ions

Sous l'effet de l'agitation thermique due à la température, les ions s'éloignent du cristal ionique et ne sont plus du tout en interaction : la dissolution est terminée.

Dispersion des ions sodium dans l'eau

Dispersion des ions sodium dans l'eau

L'équation de dissolution d'un solide est le bilan de ces trois étapes. Elle fait apparaître, à l'état initial, la formule du solide ionique, qui est alors le soluté, et à l'état final, les formules des ions obtenus. Le nom ou la formule du solvant peuvent être indiqués au-dessus de la flèche mais ce n'est pas obligatoire.

L'équation de dissolution du chlorure de sodium s'écrit :

\ce{NaCl (s)} \ce{->[\text{eau}]} \ce{Na^{+}_{(aq)}} + \ce{Cl^{-}_{(aq)}}

  • L'eau (ou plus généralement 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.
  • 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{->[\text{eau}]} \ce{Ca^{2+}_{(aq)}} + 2\ce{F^{-}_{(aq)}}

Les équations de dissolution des solides moléculaires s'écrivent de la même façon, la formule de la molécule étant inchangée par la dissolution.

L'équation de dissolution du saccharose (sucre) s'écrit :

\ce{C12H22O11 (s)}  \ce{->[\text{eau}]}  \ce{C12H22O11 (aq)}

C

 Les concentrations effectives des ions

La concentration molaire en soluté apporté n'indique pas la concentration des ions effectivement en solution, après la dissolution du soluté.

La concentration molaire, notée C, est la concentration en soluté apporté. Elle n'indique pas les concentrations des ions effectivement en solution une fois que la dissolution du soluté a eu lieu.

On prépare une solution de fluorure de calcium (\ce{Ca2+} + 2 \ce{F-}) en dissolvant 0,20 mol de  \ce{CaF2 (s)} pour 1,0 L de solution, selon l'équation de dissolution suivante :
\displaystyle{\ce{CaF2 (s)} \ce{->[\text{eau}]} \ce{Ca^{2+}_{(aq)}} + 2\ce{F^{-}_{(aq)}}}

La concentration molaire en soluté apporté est :

C\dfrac{\textcolor{Red}{n}_{\ce{CaF2}}}{V_{\text{solution}}} = \dfrac{0,20}{1,0} = 0,20 \text{ mol.L}^{−1}

La concentration en ions fluorure \ce{F^{–}} dans la solution obtenue n'est pas égale à la concentration C puisque, selon l'équation de dissolution, une mole de \ce{CaF2} dissous engendre la formation de 2 moles d'ions fluorure \ce{F^{–}}.

Concentration molaire effective

Pour quantifier la concentration d'une espèce effectivement en solution après une dissolution, on utilise la concentration molaire effective

La concentration molaire effective d'une espèce chimique X est notée [X].

Après la dissolution du fluorure de calcium \ce{CaF2}, les espèces chimiques effectivement présentes en solution sont \ce{Ca2+} et \ce{F-} et leur concentrations respectives sont \left[\ce{Ca2+}\right] et \left[\ce{F-}\right].

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 V_{\text{solution}}  :

\displaystyle{\left[X\right]_{\left(\text{mol.L}^{−1}\right)} = \dfrac{n_{X\left(\text{mol}\right)}}{V_{\text{solution}\left(\text{L}\right)}}}

Dans la solution obtenue par dissolution du fluorure de calcium \ce{CaF2} dans l'eau, la concentration molaire effective [X] de l'ion fluorure \ce{F^{–}}  s'exprime par la relation : 

\displaystyle{\left[\ce{F-}\right]_{\left(\text{mol.L}^{−1}\right)} = \dfrac{n_{\ce{F-}\left(\text{mol}\right)}}{V_{\text{solution}\left(\text{L}\right)}}}

La concentration effective des ions en solution est liée à la concentration en soluté, conformément à l'équation de dissolution.

Ainsi, pour un soluté \ce{A_{a}B_{b}(s)}  dont l'équation de dissolution est :

\displaystyle{A_aB_b(s)} \ce{->[\text{solvant}]} aA^{n+}(aq)+bB^{n-}(aq)

Les concentrations effectives des ions sont [An+] = a × C et [Bn-] = b × C.

D'après l'équation de dissolution du fluorure de calcium dans l'eau : \displaystyle{\ce{CaF2 (s)} \ce{->} \ce{Ca^{2+}_{(aq)}} + 2\ce{F^{-}_{(aq)}}} on a : n_{\ce{Ca^{2+}}} = n_{\ce{CaF2}} et  \displaystyle{n_{\ce{F^{-}}} = 2 \times n_{\ce{CaF2}}}

On peut en déduire les concentrations effectives en ions :

\displaystyle{\left[\ce{F^{-}}\right] = 2 \times C}

Anion Ce portant une charge électrique négative, formée, par exemple, lorsqu'un atome gagne des électrons.
Cation Ce portant une charge électrique positive, formée, par exemple, lorsqu'un atome perd des électrons.
Concentration molaire

Quotient de la quantité de matière de soluté par le volume de la solution, exprimé en mol·L–1 :

C(\text{mol.L}^{−1})= n_{\text{soluté}} (\text{mol}) \times V_{\text{solution}} (\text{L})
Interaction électrostatique

Interaction existant entre des corps électriquement chargés.

Elle est attractive si les corps portent des charges de signes contraires.

Elle est répulsive si les corps portent des charges de même signe.

Molécule Assemblage, électriquement neutre, d'atomes liés entre eux par liaison covalente.
Solution Une solution est le mélange obtenu lorsqu'un soluté est dissous dans un solvant.
Molécule polaire

Molécule portant des charges partielles positives et négatives en raison d'une différence d'électronégativité de certains atomes qui la composent, et dont les barycentres ne sont pas confondus.

III

Récapitulatif

Solide ionique

Contient autant de charges électriques positives que négatives, ce que doit montrer sa formule.

Sa cohésion est assurée par les interactions électrostatiques attractives entre les ions de charges opposées.

Solide moléculaire

Sa cohésion est assurée :

  • par les interactions intermoléculaires attractives entre les charges partielles pour les molécules polaires ; 
  • les nuages électroniques déformés pour les molécules apolaires.
Solvant eau Solvant efficace pour dissoudre les solides ioniques et les solides composés de molécules polaires, car la molécule d'eau est polaire.
Dissolution d'un solide ionique

Se déroule en trois étapes :

1. Dissociation des ions du solide
2. Solvatation (ou hydratation) des ions
3. Dispersion des ions

Équation de dissolution 

d'un solide


 

Illustre le passage de l'état solide (s) à l'état aqueux (aq).

Pour un solide ionique, montre la séparation des ions :

AaBb (s) Solvant→ aA(aq)n++bB(aq)n-
Concentration molaire effective [X] Indique la concentration d'une espèce chimique effectivement en solution, après une dissolution.
 

Pour un ion, elle est liée à la concentration molaire du soluté et à son coefficient stœchiométrique.

Exemple : Si C est la concentration de la solution en
AaBb (s), les concentrations effectives des ions sont [A] = a x C et [B] = bC.

Exemple de molécule polaire : l'eau

Exemple de molécule polaire : l'eau