Cohésion et solubilité d'espèces chimiques

Cohésion et solubilité d'espèces chimiques

Pourquoi le sel se dissout dans l'eau mais pas dans l'huile ? Pourquoi un savon enlève une tache de gras alors que l'eau seule n'y arrive pas ? Tout se joue à l'échelle des entités chimiques et des interactions qui les rapprochent ou les séparent.

À la fin de ce chapitre, tu sauras :

distinguer un solide ionique d'un solide moléculaire ;

identifier les interactions assurant leur cohésion ;

écrire l'équation de dissolution d'un solide ionique et calculer les concentrations des ions ;

prévoir la solubilité d'une espèce dans un solvant et choisir un solvant pour une extraction liquide-liquide ;

expliquer le caractère amphiphile d'un savon et son action lavante.

Deux grandes familles de solides cristallins

Un solide cristallin est constitué d'entités (ions, molécules, atomes) régulièrement disposées dans l'espace. Selon la nature des entités, on distingue :

Solide ionique Constitué de cations et d'anions, régulièrement empilés et globalement électriquement neutre.

Exemples : NaCl(s), CaF₂(s), CuSO₄(s).

Solide moléculaire Constitué de molécules régulièrement empilées dans l'espace.

Exemples : glace H₂O(s), diiode I₂(s), glace carbonique CO₂(s).

Pourquoi ces deux familles ?

Les forces qui assurent la cohésion ne sont pas les mêmes, d'où des propriétés très différentes (température de fusion, solubilité, conductivité…). Tout le chapitre va s'articuler autour de cette distinction.

Cohésion des solides ioniques

Dans un cristal ionique comme NaCl, les ions positifs et négatifs alternent. Chaque ion est entouré d'ions de charge opposée, ce qui donne une structure très ordonnée :

max-w-md Force de cohésion La cohésion d'un solide ionique est assurée par les interactions électrostatiques attractives entre cations et anions, modélisées par la loi de Coulomb :

F_e = k · (|q_1 · q_2|)/(d^2) avec k = 8,99 × 10^9 N · m^2 · C^-2, q en C et d en m.

Pourquoi pas la gravitation ?

Entre deux ions, il existe aussi une force gravitationnelle F_g = G · m_1 m_2 / d^2. Comparons les deux dans NaCl, à d = 282 pm entre ions voisins :

Force gravitationnelle F_g ≈ 1,9 × 10^-42 N Force électrostatique F_e ≈ 2,9 × 10^-9 N Ratio : 10³³ !

La force électrostatique est 33 ordres de grandeur plus intense que la force gravitationnelle. À l'échelle atomique, la gravité est totalement négligeable : seule l'électrostatique régit la cohésion des solides.

De plus, dans un cristal, l'attraction entre charges opposées (Na⁺ ↔ Cl⁻) l'emporte sur la répulsion entre charges de même signe (Na⁺ ↔ Na⁺ ou Cl⁻ ↔ Cl⁻), parce que les voisins immédiats sont toujours de signe opposé.

Solides moléculaires : interactions de Van der Waals

Pour les solides moléculaires (glace, diiode, sucre…), il n'y a pas d'ions. La cohésion est assurée par des interactions plus faibles, dites de Van der Waals.

Interactions de Van der Waals Forces électrostatiques attractives entre molécules (polaires ou apolaires), beaucoup plus faibles que les interactions ioniques.

Molécules polaires Comportement de dipôles permanents (G⁺ ≠ G⁻). Les molécules s'orientent pour que les pôles + et − soient face à face.

Molécules apolaires Pas de dipôle permanent, mais le nuage électronique se déforme sous l'influence d'une molécule voisine → dipôle instantané. L'interaction est encore plus faible, mais existe.

Conséquence : faible cohésion L'énergie mise en jeu est très inférieure à celle d'un cristal ionique → les solides moléculaires fondent à plus basse température.

Tfus(NaCl) = 801 °C Tfus(I₂) = 114 °C Tfus(H₂O) = 0 °C

Le pont hydrogène : un Van der Waals dopé

Dans certains solides moléculaires (eau, alcools, ammoniac…), une interaction supplémentaire vient renforcer les Van der Waals : la liaison hydrogène (ou « pont hydrogène »).

Pont hydrogène Se forme entre :

un atome H lié par liaison covalente à un atome très électronégatif (O, N ou F) ;

un autre atome très électronégatif (O, N ou F) porteur d'un doublet non liant.

max-w-lg Hiérarchie Van der Waals < pont hydrogène < liaison covalente

Le pont H est environ 10 fois plus fort qu'une interaction de Van der Waals, d'où la cohésion remarquable de l'eau et son point d'ébullition anormalement élevé pour sa masse molaire.

Astuce de reconnaissance Toute molécule possédant un groupe –OH (eau, alcools, acides) ou –NH (amines) forme des ponts hydrogène entre molécules.

Dissolution d'un solide ionique : les 3 étapes

Quand on jette du sel dans l'eau, il se passe trois choses successivement :

① Dissociation. Les molécules d'eau, polaires, exercent sur les ions du cristal des forces électrostatiques plus fortes que la cohésion du solide. Les ions commencent à se séparer.

② Solvatation. Les molécules d'eau entourent chaque ion en présentant le pôle de signe opposé à la charge de l'ion. Les ions sont dits solvatés (ou hydratés quand le solvant est l'eau).

③ Dispersion. Sous l'effet de l'agitation thermique, les ions solvatés se dispersent dans tout le volume de la solution, indépendamment les uns des autres.

Pas de dissolution sans solvant polaire Un solide ionique ne se dissout pas dans un solvant apolaire (cyclohexane, huile…) : sans dipôle dans le solvant, pas d'interaction électrostatique possible avec les ions.

La solvatation en image

L'orientation des molécules d'eau dépend de la charge de l'ion solvaté :

Cation Na⁺ (charge +) Les O (δ⁻) pointent vers le cation.

Anion Cl⁻ (charge −) Les H (δ⁺) pointent vers l'anion.

C'est l'eau qui fait la dissolution Sans dipôle, la solvatation n'est pas possible, c'est pourquoi seuls les solvants polaires (eau, éthanol…) dissolvent les solides ioniques.

Équation de dissolution

Règle de la dissolution Au cours de la dissolution :

conservation de la matière ; conservation des charges électriques (la solution obtenue est globalement neutre) ;

états physiques précisés : (s) pour le solide initial, (aq) pour les ions en solution aqueuse.

Trois exemples NaCl_(s) → Na^+_(aq) + Cl^-_(aq) CoCl_2_(s) → Co^2+_(aq) + 2 Cl^-_(aq) Al_2(SO_4)_3_(s) → 2 Al^3+_(aq) + 3 SO_4^2-_(aq) Vérification systématique

Compte le nombre d'atomes de chaque sorte à gauche et à droite, puis additionne les charges. Si l'une des deux conservations n'est pas respectée, l'équation est fausse.

Concentration en soluté et en ions

Concentration en soluté apporté c_soluté = (n_soluté)/(V) Concentration d'un ion X en solution [X] = (n_X)/(V)

Les concentrations des ions ne sont pas toujours égales à celle du soluté : il faut tenir compte des coefficients stœchiométriques de l'équation de dissolution.

La règle clé [X] = _X × c_soluté où _X est le coefficient stœchiométrique de l'ion X dans l'équation.

Application : chlorure de cobalt CoCl₂ Pour csoluté = 0,10 mol·L⁻¹ et l'équation CoCl_2 → Co^2+ + 2 Cl^- : [Co^2+] = 1 × 0,10 = 0,10 mol · L^-1 [Cl^-] = 2 × 0,10 = 0,20 mol · L^-1

Deux fois plus d'ions Cl⁻ que d'ions Co²⁺, comme dans la formule.

Miscibilité : deux liquides ensemble

Liquides miscibles Forment un mélange homogène.

Ex. eau + éthanol, eau + acide acétique.

Liquides non miscibles Forment un mélange hétérogène avec deux phases distinctes.

Ex. eau + huile, eau + cyclohexane.

Phase aqueuse / phase organique Dans un mélange hétérogène, l'eau et tout ce qui est soluble dans l'eau forment la phase aqueuse. L'autre phase est la phase organique. Selon les densités, l'une est au-dessus, l'autre en dessous.

« Qui se ressemble s'assemble »

Pour qu'un soluté soit soluble dans un solvant, il faut que des interactions puissent s'établir entre les entités du soluté et celles du solvant. D'où la règle empirique :

Règle empirique Un soluté est d'autant plus soluble dans un solvant que sa structure est proche de celle du solvant.

Soluté Solvant polaire (H₂O) Solvant apolaire (cyclohexane) Solide ionique (NaCl, CuSO₄) ✓ très soluble ✗ insoluble Solide moléculaire polaire (saccharose) ✓ soluble ✗ peu soluble Solide moléculaire apolaire (I₂, naphtalène) ✗ peu soluble ✓ très soluble Cas du diiode I₂

Le diiode est apolaire. Il se dissout très peu dans l'eau (~0,3 g·L⁻¹) mais très bien dans le cyclohexane (~28 g·L⁻¹) ou dans l'éthanol (~210 g·L⁻¹, grâce à la chaîne carbonée apolaire de l'éthanol).

Extraction liquide-liquide

Principe On fait passer une espèce chimique d'une phase liquide de départ vers un solvant extracteur liquide non miscible avec la phase de départ.

Critères pour choisir le solvant extracteur :

L'espèce à extraire doit y être plus soluble que dans la phase de départ.

Il doit être non miscible avec la phase de départ.

Privilégier le solvant le moins toxique.

max-w-xs Exemple : extraction du diiode Du diiode I₂ dissous dans une solution aqueuse peut être extrait par le cyclohexane :

I₂ est très soluble dans le cyclohexane (apolaire) ; cyclohexane et eau sont non miscibles ;

les phases se séparent par densité (cyclohexane au-dessus, ρ = 0,78 ; eau en dessous, ρ = 1,00) ;

la phase aqueuse est récupérée par le robinet en bas de l'ampoule à décanter.

Espèces amphiphiles : vocabulaire

Avant d'aller plus loin, quelques préfixes/suffixes utiles :

lipo– lié à la graisse, aux lipides hydro– lié à l'eau amphi– « des deux côtés »

–phile / –phobe qui aime / qui craint Espèce amphiphile

Une espèce qui possède deux parties de propriétés opposées :

une partie polaire et hydrophile (« aime l'eau », fuit la graisse) ;

une partie apolaire et lipophile (« aime la graisse », fuit l'eau).

Ces espèces sont aussi appelées tensioactifs.

Le savon : un amphiphile typique

Le constituant principal d'un savon est un ion carboxylate à longue chaîne carbonée, associé à un cation métallique (Na⁺ pour les savons mous, K⁺ pour les savons liquides).

Exemple : l'ion stéarate C₁₇H₃₅–COO⁻ + Na⁺ max-w-2xl Tête hydrophile

Le groupe carboxylate –COO⁻ (chargé) interagit fortement avec les molécules d'eau (dipôles).

Soluble dans l'eau.

Queue lipophile La longue chaîne carbonée (C₁₇H₃₅) est apolaire, liaisons C–C et C–H apolaires.

Soluble dans les graisses, fuit l'eau.

Action lavante : la micelle

Dans l'eau, les molécules de savon s'auto-organisent pour cacher leurs queues lipophiles : elles se regroupent en sphères (les micelles), avec les têtes vers l'extérieur (au contact de l'eau) et les queues vers l'intérieur.

Quand on lave une tache de gras, les queues lipophiles s'ancrent dans la graisse, entourent la goutte, et l'ensemble se détache du tissu et part avec l'eau de rinçage :

max-w-md ① Approche. Les molécules de savon s'orientent : queue vers la graisse, tête vers l'eau.

② Encerclement. Les queues lipophiles se plantent dans la goutte de gras, qui se retrouve entourée d'une couche de têtes hydrophiles.

③ Décrochage. La micelle (graisse + savon) se détache du tissu et reste dispersée dans l'eau.

④ Rinçage. L'eau de rinçage emporte les micelles, la tache disparaît.

D'autres tensioactifs En cuisine, la lécithine de l'œuf permet de réaliser une émulsion d'huile dans le vinaigre : c'est le secret de la mayonnaise.

Ce qu'il faut retenir

Solides ioniques : cohésion par interactions électrostatiques cation–anion. Tfus élevée (NaCl : 801 °C).

Solides moléculaires : cohésion par Van der Waals (toutes) + ponts hydrogène (si –OH, –NH). Tfus plus faible (I₂ : 114 °C).

Dissolution d'un solide ionique : ① dissociation, ② solvatation, ③ dispersion. Conservation matière + charges. Pour un ion X : [X] = _X × c_soluté.

Solubilité, règle « tel dissout tel ». Ionique ou polaire → solvant polaire ; apolaire → solvant apolaire.

Extraction liquide-liquide à l'ampoule à décanter : solvant extracteur non miscible et meilleur dissolvant.

Amphiphiles : tête hydrophile + queue lipophile. Le savon forme des micelles qui piègent les graisses.