Chimie 02.Solutions électrolytiques

Orion Scohy

Description

• cours - matière : chimie

1ère S – Cours Chimie 2 – Solutions électrolytiques 1 Solutions électrolytiques Une solution électrolytique est une solution contenant des ions. Elle est obtenue par dissolution d'un solide (composé ionique) ou d'un gaz dans un solvant dit « polaire » I. Cristal ionique Un composé solide formé d'ions et non de molécules est appelé cristal ionique ou encore solide cristallin. Il est le résultat d'un empilement très compact et très ordonné de cations et d'anions.

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• Chimie
• Université de Lille
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Extrait

ère 1 S– Cours Chimie

2 – Solutions électrolytiques

Solutions électrolytiques Une solution électrolytique est une solution contenant des ions. Elle est obtenue par dissolution d’un solide (composé ionique) ou d’un gaz dans un solvant dit « polaire » I. Cristal ionique Un composé solide formé d’ions et non de molécules est appelé cristal ionique ou encore solide cristallin. Il est le résultat d’un empilement très compact et très ordonné de cations et d’anions.  1.Formule chimique d’un cristal ionique Comme tout solide, un cristal ionique est forcément globalement neutre. Les cations doivent donc porter exactement le même nombre de charges positives que les anions portent de charges négatives. a+ b- Soit un cristal ionique composé d’ions Met d’ions X Sa formule chimique sera donc, pour respecter l’électroneutralité : M b X a a+ L’arrangement des ions dans le cristal respecte donc cette proportion de «b »ions Mpour «a » b- ions X Exemple: - 2+ Le chlorure de fer II est formé d’ions chlorure Clet d’ions fer Fe Le cristal a donc pour formule ionique FeCl 2 - 2+ Il contient deux fois plus d’ions Clque d’ions Fe 2. Cohésion du cristal Les ions portant des charges électriques, ils interagissent les uns sur les autres mais ne sont pas liés. C’est donc l’interaction électrique qui est responsable de la cohésion d’un cristal ionique. Les distances entre ions étant grandes, l’interaction forte ne joue aucun rôle, et la gravitation non plus vues les masses très petites des ions. L’organisation du cristal étant très rigoureuse et régulière, chaque ion est en interactions symétriques avec ses plus proches voisins. Les forces qui lui sont appliquées se compensent donc deux à deux, et chaque ion se retrouve en équilibre avec une somme des forces qui lui sont appliquées nulle. Il ne peut donc pas se déplacer, au risque de briser cet état d’équilibre, d’où la très grande cohésion et dureté des cristaux ioniques. Remarques: Il n’y a aucune liaison covalente dans un cristal ionique, par opposition au composé moléculaire où les atomes sont liés. La position définie des ions explique que les cristaux ioniques soient isolants électriques et que leurs points de fusion soient toujours très élevés.

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II. Solvant polaire 1. Définition L’électronégativité d’un élément est son aptitude à attirer les électrons de valence d’un autre élément dans une combinaison chimique. Soient deux atomes A et B formant une liaison covalente simple A - B. Si A est plus électronégatif que B, il attire davantage le doublet-liant et attire davantage les charges négatives. Il est donc «plutôt négatif » et B est alors « plutôt positif ». La liaison se retrouve alors polarisée, c’est-à-dire identique à un dipôle électrique AB où A porte une charge -det B une charge +d (-d) AB (+d) 2. Electronégativité des éléments chimiques L’électronégativité des éléments répertoriés dans la classification périodique augmente de gauche à droite sur une même ligne et de bas en haut dans une même colonne. 3. Remarques Dans le cas d’une molécule composée des deux mêmes atomes, il n’y a aucun déplacement du doublet liant. La molécule est alors apolaire. De même, dans une molécule à symétrie centrale, les déplacements de doublets liants se compensent donc la molécule est apolaire. 4. Cas de la molécule d’eau La molécule d’eau est composée de deux atomes d’hydrogène liés par liaisons covalentes à un atome d’oxygène. Or l’électronégativité de l’atome d’oxygène (3,5) est plus grande que celle de l’atome d’hydrogène (2,2). Les liaisons covalentes entre O et H sont donc polarisées. Si la molécule d’eau était linéaire, elle admettrait une symétrie centrale et serait apolaire. H O H Mais la molécule d’eau est coudée. Le barycentre des charges + n’est donc pas confondu avec le barycentre des charges -. La molécule est polaire. Elle est donc assimilable à un dipôle électrique.  -2d  O  HH  +d +d

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III. Dissolution d’un compose ionique dans un solvant polaire On effectue la dissolution d’un soluté dans un solvant polaire. On obtient alors une solution. Si le soluté était un composé ionique, la solution obtenue contient des ions. On parle alors de solution ionique ou électrolytique. Cette dissolution se fait en trois étapes : dissociation, solvatation, puis dispersion (voir animation flash http://www.uel-pcsm.education.fr/consultation/reference/chimie/solutaque/simuler/chapitre3/titre1det.htm A. Perche Université de Lille 1, Maître d’œuvre : RUCA avec le soutien du MEN.). 1. Dissociation du cristal ionique Lorsque le cristal ionique est plongé dans l’eau, les molécules du solvant assimilables à des dipôles électriques, viennent arracher par interaction électrostatique les ions du cristal en présentant leur pôle + aux anions et leur pôle – aux cations. Attirés par les molécules du solvant polaire, les ions se libèrent du cristal ionique : c’est la dissociation. a+ b- Le cristal M b X a libère ainsi des ions Met des ions X 2. Solvatation des ions Les ions détachés du cristal se retrouvent alors entourés de molécules dusolvant par attraction électrostatique : les cations sont cernés par des molécules de solvant présentant leur côté négatif alors que les anions sont cernés par des molécules de solvant présentant leur côté positif. On dit que les ions sont solvatés. Le nombre de molécules de solvant autour d’un ion donné dépend de la dimension de l’ion et de sa charge électrique. Exemple Dissociation d’un cristal de chlorure de sodium (sel). Un cation sodium en solution aqueuse sera entouré de molécules d’eau présentant leurs pôles - (atomes O) et inversement pour un anion chlorure (atome H) H H + H H O Na O - Cl O O H H H H Remarques ·Dans le cas où le solvant est de l’eau, on parle d’hydratation et d’ions hydratés. a#b% ·On note alors les ions hydratés M ou X pour signifier que ces ions sont hydratés en solution aq aq aqueuse. + ·provenant d’un atome d’hydrogène n’est qu’un proton ; dans l’eau, il s’hydrate en se liantL’ion H + # # à une molécule d’eau et forme alors l’ion oxonium H 3 On écrira ainsiO . H ou H O aq 3aq

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3. Dispersion des ions solvatés Entourés de molécules d’eau, les ions voient leurs interactions respectives affaiblies. Ils vont donc se disperser alors dans toute la solution aqueuse, d’autant plus vite si l’on agite la solution pour qu’elle devienne homogène. Les ions pouvant alors se déplacer, la solution ionique conduira le courant électrique.  4.Notion de saturation La quantité de soluté que l’on peut dissoudre dans un solvant donné dépend du volume de solvant et de la température. La concentration maximale que l’on peut atteindre à une température donnée est -1 appelée solubilité du soluté dans ce solvant. On la note généralement s et on l’exprime en g.L Exemple -1 La solubilité du sel dans l’eau est de 360 g.L, c’est-à-dire que l’on peut dissoudre au maximum 360 g de sel dans un litre d’eau. Cette valeur n’est vraie qu’à 20°C sous 1 atm. -1 -1 De même elle est de 2 000 g.Lpour le sucre et de 1,2 g.Lpour la chaux vive ! IV. Concentration d’une solution électrolytique 1. Equation de dissociation L’équation indique dans quelles proportions sont libérés les ions à partir du cristal ionique dissocié. Ce n’est pas l’équation-bilan d’une réaction chimique, aucune espèce chimique ne disparaît ni n’apparaît. Exemples # % NaCl (s) Na + Cl aq aq 2# % FeCl 2(s) Fe + 2 Cl aq aq 3# % Fe(OH) 3(s) Fe + 3 OH aq aq 3#2% Al 2 (SO 4 ) 3(s) Al + 3 (SO )  2 aq 4aq  2.Concentration en soluté On définit la concentration molaire en soluté apporté par le rapport de la quantité de matière n de soluté apporté par le volume de solution V de solution. On note cette concentration « c » n c1 V -1 avec c= concentration molaire en soluté (en mol.L)  n= quantité de matière de soluté dissout (en mol)  V= volume de la solution ionique finale (en L)

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2. Concentration en ions présents en solution La concentration de soluté ne représente rien puisque le soluté s’est dissocié au contact de l’eau. Il faut donc calculer la concentration de chaque espèce ionique désormais en solution. La concentration molaire d’une espèce X présente en solution est le rapport de la quantité de matière n X de cette espèce dans la solution par le volume V de la solution. On note cette concentration [X] n X [ X ] 1 V -1 avec [X]= concentration molaire de l’espèce X en solution (en mol.L)  n X = quantité de matière de l’espèce X présente en solution (en mol)  V= volume de la solution (en L) 3. Exemple On prélève une masse m = 7,925 g de chlorure de fer II que l’on dissout dans de l’eau distillée, de manière à obtenir une solution de volume V = 250 mL. ·Quantité de matière de FeCl 2 apporté ? -1 M FeCl2 = 55,8 + 35,5´2 = 126,8 g.mol m 7,925 donc n1 110,0625 mol M 126,8 ·Concentration en soluté ? n 0,0625 -1 c11 10,25 mol.L V 0,250 ·Equation de dissociation ? 2# % FeCl 2(s) Fe + 2 Cl aq aq - 2+ La dissociation donne donc deux fois plus d’ions Clque d’ions Fe ·Concentrations en espèces dissoutes ? 2# -1 Fe = c = 0,025 mol.L aq % -1 Cl = 2´c = 2´0,025 = 0,05 mol.L aq - 2+ Il y a bien en solution deux fois plus d’ions Clque d’ions Fe L’électroneutralité de la solution est respectée.

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4. Dilution d’une solution mère Soit une solution mère, notée S 0 , de concentration C 0 . On prélève un volume V 0 de cette solution. On rajoute de l’eau de manière à obtenir une solution fille, notée S 1 , de concentration C 1 et de volume V 1 . La quantité de matière de soluté prélevée dans la solution mère (n 0 = C 0 .V 0 ) est égale à la quantité de matière de soluté présente dans la solution fille (n 1 = C 1 .V 1 ) puisque seule de l’eau a été rajoutée lors de la dilution. On a doncn 0 = n 1 c .V= c .V 0 01 1

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