Les solides ioniques et leur dissolution
I. Cohésion de la matière au sein des composés ioniques1. Définition
Un composé ionique solide est un empilement régulier d’un très grand nombre d’anions et de cations, l’ensemble étant électriquement neutre.
La formule indique les proportions des ions constituant le composé (formule statistique) ; elle s’établit en respectant la neutralité électrique.
Exemple :
le carbonate de calcium dont la formule est CaCO3, formé d’ions Ca2+ (gris) et CO32- (gris clair et rouge), les proportions étant 1 pour 1
2. Formule d’un composé ionique
Ions présents Proportions
Formule Cation Anion X cations pour Y anions
Chlorure de sodium Nitrate d’argent Sulfate de cuivre II Hydroxyde de calcium
Chlorure de cuivre II Sulfate d’aluminium Sulfate d’ammonium
Exercice P 221 n°14
3. Cohésion d’un cristal ionique solide
La cohésion du cristal est assurée par les forces de nature électrostatique entre les ions.
(voir exercice chlorure de sodium dans le chapitre précédent) II. Dissolution du composé ionique dans l’eau :
1. L’eau, solvant polaire :
Du fait de sa géométrie, l’eau possède un caractère polaire : elle se comporte comme un petit élément à deux pôles électriques de signe opposés :
Molécule d’eau Comportement dipolaire Dipôle électrostatique associé à la molécule
2δ-
H O
H
δ+δ+
2δ-
O H
δ+H
2δ-
2δ+
2. Mécanisme de dissolution d’un composé ionique dans l’eau - 1er effet de l’eau : dislocation du cristal
La molécule d’eau s’intercalant dans les interstices induit des déséquilibres électrostatiques. La cohésion du cristal est perturbée. Le cristal se disloque : les ions se séparent les uns des autres.
- 2ème effet de l’eau : hydratation
Chaque ion s’entoure d’un cortège de molécules d’eau : Cas des anions :
Cas de cations :
- 3ème étape : Dispersion des ions (accélérés par l’agitation)
III. Dissolution d’une espèce chimique dans différents solvants :
▪ La solubilité d’une espèce polaire ou ionique est plus élevée dans un solvant polaire que dans un solvant apolaire.
▪ La solubilité d’une espèce apolaire est plus élevée dans un solvant apolaire que dans un solvant polaire.
Parmi les molécules suivantes lesquelles sont des bons solvants pour des composés ioniques ? tétrachlorure de
carbone CCl4
Pentane C5H12
Ammoniac NH3
Ethanol CH3CH2OH
Schéma de Lewis
Représentation de Cram + répartition des charges partielles
Dissout les composés ioniques ? Exercice P 221 n° 20, 26, 27
+ _
IV. Concentration en soluté apportée et concentrations effectives :
1. Equation de la réaction de dissolution et formule de la solution : Exemples :
Nom / formule Equation de la réaction de dissolution formule de la solution Chlorure de sodium
Chlorure de cuivre Sulfate d’aluminium Remarques :
- Les proportions d’ions qui constituent le cristal se retrouvent évidemment dans la solution.
- L’indice aq rend compte de l’hydratation des ions 1. Concentration molaire en soluté apporté :
C’est la quantité de soluté introduite pour fabriquer 1,0L de solution :
2. Concentration molaire effective en espèce présente en solution :
Une fois le soluté dissous, ce soluté n’existe plus dans la solution ; ce sont les ions du cristal disloqué qui sont effectivement présents dans la solution.
On peut calculer leurs concentrations molaires effectives : c’est la quantité d’une certaine entité chimique qui existe dans 1,0L de solution prête. Elle se note [ ] et non plus « C ».
Exemple :
On dissout 1,00.10-1 mol de Chlorure de cuivre II dans de l’eau. Le volume de la solution finale est 250,0mL.
- Concentration molaire en soluté apporté de la solution : - Tableau d’avancement associé à cette réaction de dissolution :
x = 0
(avant la dissolution) nCuCl2 xmax
(lorsque tout est dissout)
- Détermination de l’avancement de la réaction : - Concentration molaire effective en ions Cu2+ : - Concentration molaire effective en ions Cl- :
- Remarque :
CuCl2
0Exercices P 221 n° 22, 23, 24, 28, 29
Exercices concentration
1. Concentrations effectivesCompléter le tableau ci-dessous : Formule Concentration en soluté
apporté (mol.L-1)
Concentration effective en cations (mol.L-1)
Concentration effective en anions (mol.L-1)
MgSO4 0,035
CaCl2 0,104
NaOH 0,89
Na2CO3 0,27 0,27
HNO3 2,6
2. Mélange
On mélange des volumes identiques d’une solution de chlorure de sodium de concentration C=0,100mol.L-1 et d’une solution de chlorure de calcium de concentration C’=0,300mol.L-1. Calculer la concentration effective en ion chlorure dans le mélange.
3. Dissolution :
Quelle masse de sucre (saccharose) faut-il prélever pour préparer V=500mL de solution sucrée de concentration C=0,20mol.L-1 ?
On donne : formule du saccharose : C12H22O11 MC=12g/mol MH=1g/mol MO=16g/mol 4. Dilution :
On dispose d’une solution commerciale de soude caustique de concentration molaire C0=10,0 mol.L-
1. On veut préparer une solution de soude de volume V=250mL de concentration C=5,00×10-1mol.L-1. Calculer le volume v0 de solution commerciale qu’il faut prélever.
Rappel : la quantité de soluté prélevée dans la solution mère est égale à la quantité de soluté présente dans la solution fille.
5. Vin :
Un vin présente un degré alcoométrique égal à 11,5 ; cela signifie que 100L de ce vin contiennent 11,5L d’éthanol pur.
On donne : formule de l’éthanol : C2H6O MC=12g/mol MH=1g/mol MO=16g/mol
Masse volumique de l’éthanol : µ= 800 g/L Calculer la concentration molaire en éthanol de ce vin.
6. Solution d'ammoniac *** :
L'étiquette d'une solution d'ammoniac indique :
• masse volumique : ρ = 0,95g/mL
• pourcentage massique en ammoniac : 28%
(28% de la masse de la solution est de l'ammoniac pur)
• masse molaire de l'ammoniac M=17g/mol Calculer la concentration de la solution d'ammoniac.
