C3 Cours : Les électrolytes Page 1
C3 Cours : Les électrolytes
1. Le solvant eau
1.1. Importance de l’eau
Une solution est constituée d’une espèce chimique fortement majoritaire : le solvant (souvent l'eau) et d’espèces chimiques minoritaires : les solutés (ions, molécules)
L’eau est le solvant le plus utilisé non seulement parce qu’il est présent en grande quantité sur Terre mais aussi parce qu’il a des propriétés ionisantes.
1.2. Propriété ionisante de l’eau
Mise en évidence des propriétés ionisantes de l’eau dans l’expérience du jet d’eau Expérience du jet d’eau :
L’eau est un solvant polaire (cf chapitre C2 l’eau possède un moment dipolaire) ce qui implique qu’il va chercher à ioniser les espèces chimiques à son contact. Le processus de dissolution d’un solide ionique se déroule en deux étapes :
Les forces électriques sont 80 fois plus faible dans l’eau donc les forces entre ions dans un cristal ionique sont fortement affaiblies. On observe alors une dissociation du solide.
Les ions s’entourent de molécules d’eau : phénomène de solvatation
C3 Cours : Les électrolytes Page 2 Ce processus de dissolution d’un solide ionique s’accompagne souvent d’un changement de température de la solution.
Expériences :
Dissolution du chlorure d’ammonium ; Dissolution de la soude ; Dissolution du chlorure de sodium
Vocabulaire : Un processus qui dégage de la chaleur est dit exothermique capte de la chaleur est dit endothermique
ne modifie pas la température du milieu est dit athermique Interprétation des 3 expériences de dissolution :
Le processus de dissociation du solide demande de l’énergie et est endothermique. Le processus de solvatation libère de l’énergie il est exothermique.
Pour le chlorure d’ammonium le processus de dissociation l’emporte. Globalement la réaction est endothermique.
Pour le chlorure de sodium les deux processus de dissociation et de solvatation se compensent. La réaction est globalement athermique.
Pour la soude le processus de solvatation est beaucoup plus important et libère une quantité importante de chaleur. La réaction est globalement exothermique.
2. Les électrolytes
2.1. Définition
Un électrolyte est une solution conduisant le courant électrique.
Expérience : Que se passe-t-il si on essaye de faire passer un courant électrique dans de l’eau sucré ? de l’eau salé ? l’eau du robinet ?
Conclusion : la présence d’ions en solution permet à l’eau de conduire le courant.
2.2. Lois de conservation 2.2.1.Electroneutralité
Une solution est toujours neutre : elle contient autant de charges positives que de charges négatives.
C3 Cours : Les électrolytes Page 3 Par exemple dans l’eau pure les seuls ions présents sont H3O+ et OH- donc leur quantité sont égales. On notera : [H3O+] = [OH-]
Méthode pour écrire l’équation d’électroneutralité :
Faire le bilan des ions dans la solution
Ecrire la concentration de tous les ions négatifs d’un coté et des ions positifs de l’autre.
On place devant les ions portant des charges multiples (exemple Mg2+) un coefficient égal à leur charge électrique (on écrit 2[Mg2+] )
Application 1 : Ecrire l’équation d’électroneutralité dans l’eau salée :
Ecrire l’équation d’électroneutralité d’une solution aqueuse de chlorure de magnésium MgCl2 :
Ecrire l’équation d’électroneutralité d’une solution aqueuse de sulfate de fer (III) Fe2(SO4)3 :
2.2.2. Conservation de la matière
Pendant une réaction chimique, les liaisons entre les éléments chimiques changent, mais on retrouve les mêmes quantités des mêmes éléments dans les espèces chimiques formées (les produits de la réaction) que dans les espèces qui ont été consommées (les réactifs). C'est ce principe qui constitue la conservation de la matière, base de la stœchiométrie.
Application 2 : Lors de la mise en solution de n0 = 3,0 mol d’acide éthanoïque CH3COOH dans 100 mL d’eau une partie de cet acide se transforme en ion éthanoate CH3COO-. A l’état final la solution contient 4,9 × 10-3 mol d’ions éthanoate. Compléter le tableau d’avancement de la réaction de l’acide éthanoïque avec l’eau.
Avancement n (CH3COOH) + n (CH3COO-)
Etat initial 0 En cours de
réaction x
Etat final xf
Calculer à chaque instant : n (CH3COOH) + n (CH3COO-). Que pouvez vous observez ?
En déduire la relation de conservation de la matière de l’acide éthanoïque
[CH3COOH] + [CH3COO-] =
C3 Cours : Les électrolytes Page 4 Application 3 : Ecrire l’équation de conservation de la matière dans une solution de d’ammoniac NH3
Ecrire l’équation de conservation de la matière dans une solution de d’acide sulfurique (H2SO4)
2.2.3.Loi de Gudlberg et Waage (ou loi d’action des masses)
Dans une solution d’acide acétique on observe l’équilibre : CH3COOH + H2O = CH3COO- + H3O+ La loi de gudlberg et Waage affirme que les concentrations sont reliées par la relation
, où K est la constante d’équilibre de la réaction étudiée.
Méthode pour écrire la loi de Guldberg et Waage :
écrire la réaction chimique
mettre au numérateur tous les produits et au dénominateur les réactifs
l’eau et les solides n’apparaissent pas
le coefficient stœchiométrique est indiqué en exposant
Application 4 : Ecrire la loi de Guldberg et Waage pour les réactions suivantes
+ H2O = NH3 + OH-
AgCl (s) = Ag+ + Cl-
Ag2(SO4) (s) = 2 Ag+ + -
Cu2+ + 6 H2O = [Cu(H2O)6]2+
[Ag(NH3)2]+ = Ag+ + 2 NH3
Remarque : selon le type de réaction étudié la constante K s’écrit parfois Ka parfois Ks ou encore Kf , KD
