Solutions ´ electrolytiques
Solides ioniques cristallins
Structure
Certains compos´es solides pr´esentent des formes r´eguli`eres tels que le chlorure de sodium ou le sucre.
C’est Ren´e-Just Ha¨uy qui fut le premier `a penser que la r´egularit´e des formes du cristal ´etait la cons´equence d’un arrangement des composants du cristal (atomes, ions ou mol´ecules).
Un solide ionique est un solide compos´e d’ions dans un solide ionique cristallin (cristal ionique), les anions et les cations sont dispos´es de fa¸con ordonn´ee dans l’espace.
On peut repr´esenter le cristal ionique sous diff´erente mani`eres : le mod`ele compact, le mod`ele ´eclat´e et le mod`ele macroscopique.
Mod`ele compact Mod`ele ´eclat´e Mod`ele macroscopique
Coh´ esion du cristal ionique
Dans un solide ionique, les ions pr´esents exercent les uns sur les autres des forces d’interaction ´electrostatique (interaction coulombienne). Si les deux charges sont de mˆeme signe alors elles vont se repousser et si les charges sont de signes contraires alors les charges vont s’attirer. La valeur de la force d’attraction/r´epulsion est plus forte (respectivement plus faible) si les ions sont plus proches (respectivement plus ´eloign´es).
L’ensemble des interactions coulombiennes entretient la coh´esion des ions dans le solide ionique.
Polarit´ e d’une mol´ ecule
Notion d’´ electron´ egativit´ e
Une liaison covalente entre deux atomes est la mise en commun d’un ´electron de chaque atome.
Les atomes qui sont engag´es dans la liaison covalente n’attirent pas les ´electrons de la liaison covalente avec la mˆeme force.
Plus un atome est ´electron´egatif, plus il aura tendance `a attirer les ´electrons de la liaison covalente dans laquelle il est engag´e.
En regardant le tableau p´eriodique, l’´electron´egativit´e augmente de bas en haut et de gauche `a droite.
Exemple : Chlorure d’hydrog`ene dont la liaison covalente est attir´ee par l’ion chlorure :
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Mol´ ecule diatomique
On attribue une charge partielle δ`a l’atome le moins ´electron´egatif et une charge partielleδ `a l’atome le plus ´electron´egatif.
La mol´ecule estpolaire, c’est undipˆole.
Dans le cas o`u les 2 atomes sont les mˆemes (ex : dihydrog`ene), la mol´ecule estapolaire.
Mol´ ecule polyatomique
On cherche le barycentre deG de toutes les charges δet le barycentreG de toutes les charges n´egatives
δ.
SiG etG sont confondus alors la mol´ecule est apolaire.
SiG etG ne sont pas confondus alors la mol´ecule est polaire.
Attention : La polarit´e d’une mol´ecule est aussi due `a sa g´eom´etrie (si la mol´ecule est coud´ee ou lin´eaire etc.).
Les solutions aqueuses ´ electrolytiques
Une solution est par d´efinition, obtenue par dissolution d’un solut´e dans un solvant.
Une solution ´electrolytique contient des ions et conduit le courant ´electrique.
La dissolution d’un ´electrolyte dans l’eau se d´eroule en 3 ´etapes :
1.La dissociation
Les mol´ecules d’eau affaiblissent les interactions entre les ions du cristal ionique qui se d´esagr`ege.
2.La solvatation
Les ions s’entourent de mol´ecules d’eau. Quand un ion est hydrat´e, on lui rajoute (aq) `a la fin de la formule.
3.La dispersion
Les ions hydrat´es se dispersent dans la solution qui devient homog`ene.
Saturation
La quantit´e maximale de solut´e que l’on peut dissoudre dans un solvant est appel´eesolubilit´ede ce solut´e.
Celle-ci d´epend du solvant et de la temp´erature.
Quand on d´epasse la limite maximale, la solution est ditesatur´ee.
Exemple : La solubilit´e du NaCl est de 36g par 100g d’eau.
Cas du proton
L’ion hydrog`ene est constitu´e d’un proton. On l’appelle courammentproton.
Une mol´ecule d’eau peut former une liaison covalente avec le proton pour former le cationoxoniumH3O .
Equation chimique de la dissolution ´
La dissolution d’un ´electrolyte est une transformation chimique qui se mod´elise par l’´equation de la r´eaction chimique.
Exemples : N aCl
psqÝÑN a
paqq Cl
paqq
H Cl
psqÝÑH
paqq Cl
paqq
H2SO4
plqÝÑ2H
paqq SO24
paqq
Concentrations
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Concentration de solut´ e apport´ e
La concentration molaire de solut´e apport´e est d´efinie par la relation suivante :
c
n V avec
$
&
%
cen mol.L1 nen mol V en L
Concentrations des esp` eces pr´ esentes en solution
La concentration d’une esp`ece X pr´esente en solution est donn´ee par la relation suivante :
rXs
npXq
V avec
$
&
%
rXsen mol.L1 npXqen mol V en L
Dilution
Quand on effectue une dilution, on peut utiliser cette relation (vu en seconde) : c1V1c2V2
Cette relation peut aussi s’´ecrire, grˆace aux concentrations en esp`eces dissoutes :
rXs1.V1rXs2.V2
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