Ressources · 1ʳᵉ · Spécialité Physique-Chimie
Cohésion et solubilité des espèces chimiques
Cohésion des solides ioniques et moléculaires ; interactions de Van der Waals et liaison hydrogène ; dissolution d’un solide ionique dans l’eau et concentrations des ions ; solubilité et miscibilité ; extraction liquide-liquide ; espèces hydrophiles, lipophiles et amphiphiles, propriétés des savons.
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Cohésion des solides ioniques et moléculaires
En seconde, tu as vu comment un atome devient un ion monoatomique pour gagner la stabilité d’un gaz noble (Stabilité des entités : ions et molécules), et le chapitre De la structure à la polarité d’une entité a montré qu’une molécule peut être polaire ou apolaire. Ces deux idées expliquent pourquoi un solide « tient ».
Cohésion. Un solide garde sa forme parce que ses entités s’attirent. Le type d’entités indique le type d’interaction.
Solide ionique : empilement régulier de cations et d’anions, chaque ion étant entouré d’ions de signe opposé. Sa cohésion est assurée par l’interaction électrostatique entre ions de signes opposés (loi de Coulomb), qui l’emporte sur la répulsion entre ions de même signe, plus éloignés.
Le solide est électriquement neutre : sa formule statistique donne la proportion des ions qui assure cette neutralité, sans écrire les charges.
Solide moléculaire : empilement de molécules neutres liées par des interactions intermoléculaires : les interactions de Van der Waals, toujours présentes, et des liaisons hydrogène si la molécule possède un atome H lié à N, O ou F (partie suivante).
| Interaction | Entre… | Énergie (ordre de grandeur) |
|---|---|---|
| liaison covalente | atomes d’une même molécule | 100 à 500 kJ·mol⁻¹ (O–H : environ 463) |
| interaction entre ions | ions de signes opposés d’un cristal | plusieurs centaines à quelques milliers de kJ·mol⁻¹ |
| liaison hydrogène | H lié à N, O ou F et doublet non liant de N, O ou F | 10 à 40 kJ·mol⁻¹ (21 entre deux molécules d’eau) |
| interactions de Van der Waals | toutes les entités | de l’ordre de quelques kJ·mol⁻¹ |
Changement d’état d’une espèce moléculaire : à la fusion ou à l’ébullition, seules les interactions entre molécules sont rompues ; les liaisons covalentes à l’intérieur des molécules restent intactes. Plus les interactions entre entités sont intenses, plus il faut d’énergie pour les séparer : la température de changement d’état est plus élevée.
Le fluorure de calcium CaF₂, la fluorine des minéralogistes, est un solide ionique : un ion Ca²⁺ pour deux ions F⁻, car les deux charges + d’un ion Ca²⁺ compensent celles de deux ions F⁻. Il fond à 1 418 °C.
L’acide stéarique C₁₇H₃₅–COOH, extrait des graisses, est un solide moléculaire : il fond vers 69 °C. Séparer ses molécules demande bien moins d’énergie que séparer les ions d’un cristal.
Réflexe — je regarde d’abord les entités : des ions (un métal associé à un non-métal, un ion polyatomique) → interaction électrostatique ; des molécules → Van der Waals, plus des liaisons hydrogène si un H est lié à N, O ou F.
Attention — faire fondre ou bouillir une espèce moléculaire ne casse pas ses molécules : la vapeur d’eau est formée de molécules H₂O entières.
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Interactions de Van der Waals et liaison hydrogène
Interactions de Van der Waals : interactions attractives, de courte portée, qui s’exercent entre toutes les entités, polaires ou non. Elles sont d’autant plus intenses que :
– les molécules sont polaires ;
– les molécules possèdent beaucoup d’électrons (molécules volumineuses) ;
– leur surface de contact est grande (molécule allongée plutôt que compacte).
Liaison hydrogène (ou pont hydrogène) : interaction entre un atome d’hydrogène lié à un atome très électronégatif (N, O ou F), qui porte une charge partielle δ+, et un doublet non liant d’un atome N, O ou F d’une autre entité. Les trois atomes sont presque alignés ; on la dessine en pointillés : O–H···O.
Plus intense qu’une interaction de Van der Waals, la liaison hydrogène reste bien plus faible qu’une liaison covalente (voir le tableau de la partie précédente).
Pas de liaison hydrogène avec un H lié à un carbone : la liaison C–H est très peu polarisée.
La série H₂S, H₂Se, H₂Te. Sous la pression atmosphérique, H₂S bout à −60 °C, H₂Se à −41 °C et H₂Te un peu au-dessous de 0 °C : la température d’ébullition augmente avec le nombre d’électrons, car les interactions de Van der Waals sont plus intenses.
L’eau sort de la série : avec ses 10 électrons seulement, elle devrait bouillir bien plus bas que H₂S ; elle bout à 100 °C, car ses molécules sont en plus liées par des liaisons hydrogène qu’il faut rompre pour la vaporiser.
Réflexe — pour comparer deux températures de changement d’état, je cherche d’abord les liaisons hydrogène (H lié à N, O ou F), puis je compare le nombre d’électrons et la forme des molécules.
Attention — les interactions de Van der Waals ne sont pas réservées aux molécules polaires : ce sont elles qui assurent la cohésion de la paraffine des bougies, formée de longues molécules d’alcanes apolaires.
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Dissolution d’un solide ionique dans l’eau
Pourquoi l’eau dissout les solides ioniques. La molécule d’eau est polaire : δ− sur l’atome O, δ+ sur les atomes H. De plus, l’eau affaiblit fortement l’attraction entre les ions (sa permittivité relative vaut environ 78 à 25 °C, contre 1 pour le vide).
Les trois étapes de la dissolution :
1. Dissociation : les ions du cristal se séparent sous l’action des molécules d’eau.
2. Solvatation (ou hydratation, dans l’eau) : chaque ion s’entoure de molécules d’eau orientées, l’atome O tourné vers un cation, un atome H tourné vers un anion.
3. Dispersion : les ions solvatés se répartissent dans toute la solution.
Dans le cristal, les ions sont immobiles : un solide ionique ne conduit pas le courant. Dissous et dispersés, ils deviennent mobiles : la solution conduit le courant.
Équation de dissolution : le solide est noté (s), les ions dissous (aq). Les indices de la formule statistique deviennent des coefficients ; les éléments et la charge se conservent.
Concentrations des ions : si la concentration apportée en soluté vaut c = n ÷ V, chaque ion a pour concentration son coefficient dans l’équation × c. La solution est électriquement neutre : la somme (charge × concentration) des cations égale celle des anions.
Soluté moléculaire : un sucre ou un alcool se dissout sans se dissocier ; ses molécules restent entières, solvatées par des liaisons hydrogène. Sa solution ne contient pas d’ions apportés par le soluté et ne conduit pas mieux le courant que l’eau.
Le sulfate d’aluminium Al₂(SO₄)₃ (M = 342,3 g·mol⁻¹). On en dissout 4,28 g pour obtenir 250,0 mL de solution.
Équation : Al₂(SO₄)₃(s) → 2 Al³⁺(aq) + 3 SO₄²⁻(aq) ; charges : 2 × 3 = 6 charges + pour 3 × 2 = 6 charges −.
n = 4,28 ÷ 342,3 ≈ 1,250 × 10⁻² mol ; c = 1,250 × 10⁻² ÷ 0,2500 ≈ 5,00 × 10⁻² mol·L⁻¹.
[Al³⁺] = 2c = 0,100 mol·L⁻¹ et [SO₄²⁻] = 3c = 0,150 mol·L⁻¹. Contrôle : 3 × 0,100 = 0,300 = 2 × 0,150.
Le xylitol C₅H₁₂O₅, un sucre-alcool à cinq groupes –OH : C₅H₁₂O₅(s) → C₅H₁₂O₅(aq). Une mole dissoute donne une mole de molécules dissoutes, aucun ion.
Réflexe — j’écris l’équation de dissolution avec (s) et (aq), je calcule c = n ÷ V, je multiplie c par le coefficient de chaque ion et je contrôle l’électroneutralité.
Attention — la concentration apportée n’est pas celle de chaque ion : pour Al₂(SO₄)₃, [SO₄²⁻] = 3c. Et l’ion « Al₂⁶⁺ » n’existe pas : on écrit 2 Al³⁺.
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Solubilité dans un solvant et miscibilité
En seconde, tu as appelé solubilité la concentration maximale d’un soluté : au-delà, la solution est saturée et le solide en excès ne se dissout plus (Solutions aqueuses). On explique ici de quoi elle dépend.
La solubilité dépend du solvant et de la température. Pour la plupart des solides, elle augmente avec la température : une solution saturée à chaud laisse cristalliser du solide en refroidissant (c’est le principe de la recristallisation).
Règle d’interprétation : une espèce est très soluble dans un solvant si les interactions soluté–solvant sont du même type que celles qui existent dans le soluté et dans le solvant purs.
– espèces ioniques et espèces polaires, surtout si elles forment des liaisons hydrogène : solubles dans un solvant polaire comme l’eau ;
– espèces apolaires : solubles dans un solvant apolaire (cyclohexane, heptane, huile).
Pour dissoudre une espèce apolaire dans l’eau, il faudrait rompre des liaisons hydrogène entre molécules d’eau sans les remplacer par des interactions aussi fortes : elle y est peu soluble.
Mélange de solvants : la solubilité dépend de la composition du mélange. Pour une espèce peu soluble dans l’eau et très soluble dans l’éthanol, ajouter de l’éthanol à l’eau augmente en général la solubilité.
Miscibilité : deux liquides sont miscibles si leur mélange ne forme qu’une seule phase. L’eau et l’éthanol sont miscibles (liaisons hydrogène entre les deux espèces) ; l’eau et le cyclohexane ne le sont pas : on observe deux phases, la moins dense au-dessus.
Le soufre, formé de molécules S₈ apolaires, est pratiquement insoluble dans l’eau mais soluble dans le disulfure de carbone CS₂, molécule apolaire (environ 35 g pour 100 g de solvant à 25 °C) : entre S₈ et CS₂ ne s’exercent que des interactions de Van der Waals, comme au sein de chacun des deux corps.
Le nitrate de potassium KNO₃, solide ionique, est bien plus soluble à chaud qu’à froid : 133 g par litre d’eau à 0 °C, 383 g à 25 °C et 2 439 g à 100 °C. Une solution saturée à 100 °C que l’on refroidit laisse donc cristalliser une grande partie du solide.
Réflexe — pour prévoir une solubilité ou une miscibilité, je classe chaque espèce (ionique, polaire, apolaire ; H lié à N, O ou F ?), puis je compare les interactions possibles entre elles à celles qui existent dans chacune.
Attention — « soluble » se dit pour une espèce dans un solvant donné, à une température donnée : le soufre est insoluble dans l’eau mais soluble dans le disulfure de carbone, et une même espèce peut être bien plus soluble à chaud qu’à froid.
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Extraction liquide-liquide
Extraction liquide-liquide : on fait passer une espèce dissoute dans un solvant (souvent l’eau) dans un autre solvant, le solvant extracteur. Celui-ci doit :
1. être non miscible au solvant initial, pour former deux phases ;
2. dissoudre l’espèce beaucoup mieux que le solvant initial (on compare les solubilités) ;
3. de préférence, peu dissoudre les autres espèces, être facile à éliminer ensuite (évaporation) et le moins dangereux possible.
Protocole à l’ampoule à décanter : robinet fermé, verser la solution puis le solvant extracteur ; boucher ; agiter en retournant l’ampoule et dégazer régulièrement (robinet ouvert, dirigé vers le haut, loin des visages) ; replacer l’ampoule sur son support, retirer le bouchon et laisser décanter ; évacuer la phase inférieure par le robinet, puis recueillir séparément la phase qui contient l’espèce.
Position des phases : la phase la plus dense est en bas. Un solvant de densité inférieure à 1 donne une phase organique au-dessus de l’eau ; un solvant chloré, plus dense que l’eau, une phase organique en dessous.
Extraire le diiode d’une eau iodée. Le diiode est peu soluble dans l’eau (environ 0,3 g·L⁻¹ à 20 °C), qu’il colore en brun. L’éthanol, miscible à l’eau, est écarté. Le cyclohexane (d = 0,78), non miscible à l’eau, dissout bien mieux le diiode, molécule apolaire comme lui : il est retenu. Après agitation et décantation, la phase organique, au-dessus, est violette ; la phase aqueuse, en bas, s’est presque décolorée.
Réflexe — pour choisir un solvant extracteur : j’écarte les solvants miscibles au solvant initial, je garde celui où l’espèce est la plus soluble, je départage par la sécurité et la facilité d’évaporation, puis je compare les densités pour placer les phases.
Attention — un solvant miscible à l’eau ne sert à rien, même si l’espèce y est très soluble : il n’y aurait qu’une seule phase. Et la phase organique n’est pas toujours en haut : tout dépend de la densité.
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Hydrophile, lipophile, amphiphile : les savons
Hydrophile, lipophile. Un groupe est hydrophile s’il a de l’affinité pour l’eau : groupe chargé ou polaire (–COO⁻, –OH, –NH₂…). Il est lipophile (ou hydrophobe) s’il a de l’affinité pour les graisses : chaîne carbonée, apolaire.
Espèce amphiphile : ses entités possèdent à la fois une partie hydrophile et une partie lipophile. Un savon est formé d’ions carboxylate R–COO⁻ à longue chaîne carbonée R (et de cations Na⁺ ou K⁺).
Dans l’eau : à la surface, les ions forment une couche, têtes dans l’eau et chaînes vers l’air ; au sein de l’eau, au-delà d’une certaine concentration, ils s’assemblent en micelles : chaînes regroupées au centre, à l’abri de l’eau, têtes tournées vers l’eau.
Propriété lavante : les chaînes lipophiles pénètrent dans la salissure grasse, les têtes restent dans l’eau ; frottée, la graisse se fragmente en gouttelettes enfermées au cœur de micelles, dispersées dans l’eau puis éliminées au rinçage. La graisse n’est pas transformée : elle est seulement dispersée.
Eau dure : dans une eau riche en ions calcium Ca²⁺ (et magnésium Mg²⁺), les ions carboxylate forment un solide qui précipite ; le savon mousse peu et lave mal tant qu’il reste de ces ions.
Les tensioactifs, espèces amphiphiles, sont partout : savons, lessives et liquides vaisselle, shampooings et gels douche, dentifrices (agent moussant), émulsifiants alimentaires comme la lécithine du jaune d’œuf qui stabilise une mayonnaise.
L’ion stéarate CH₃–(CH₂)₁₆–COO⁻ : la tête carboxylate –COO⁻, chargée, est hydrophile ; la chaîne CH₃–(CH₂)₁₆–, à 17 atomes de carbone, est lipophile. L’ion est amphiphile : le stéarate de sodium est un savon.
Illustrer les propriétés d’un savon. Un tube contenant de l’eau et quelques gouttes d’huile, agité puis laissé au repos, montre deux phases. Avec un peu de savon, l’agitation donne un mélange trouble, l’émulsion, où l’huile reste dispersée en fines gouttelettes : entourées de têtes chargées de même signe, les gouttelettes se repoussent et ne se regroupent pas.
Réflexe — devant une formule, j’entoure la partie chargée ou polaire (hydrophile) et la chaîne carbonée (lipophile) ; si les deux sont présentes et assez grandes, l’espèce est amphiphile.
Attention — le savon ne rend pas la graisse polaire ni soluble au sens propre : il l’entoure. Les molécules de graisse restent les mêmes.
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Pour aller plus loin
Revoir la seconde. Ions monoatomiques et schéma de Lewis : Stabilité des entités : ions et molécules ; solution, soluté, solvant et concentration maximale : Solutions aqueuses.
Dans les autres chapitres de première. Électronégativité, liaison polarisée et molécule polaire : De la structure à la polarité d’une entité. Concentration en quantité de matière, c = n ÷ V, et dilution : Quantité de matière et concentrations. La loi de Coulomb, qui chiffre l’attraction entre deux ions, est étudiée dans Interactions fondamentales et notion de champ. Groupes caractéristiques et familles de molécules organiques : Structure des entités organiques.
Au service de la synthèse. L’extraction liquide-liquide, le lavage d’une phase organique et la recristallisation d’un solide sont des étapes d’isolement et de purification d’un produit de synthèse ; elles s’appuient sur les solubilités vues ici : Synthèse organique : protocole et rendement.
- Solide ionique : interaction électrostatique entre ions de signes opposés ; solide moléculaire : interactions de Van der Waals (toujours) et liaisons hydrogène (H lié à N, O ou F).
- Intensités : interaction entre ions et liaison covalente ≫ liaison hydrogène (10 à 40 kJ·mol⁻¹) > Van der Waals ; un changement d’état ne rompt que les interactions entre molécules.
- Dissolution d’un solide ionique dans l’eau : dissociation, solvatation, dispersion ; équation avec (s) et (aq) ; [ion] = coefficient × c ; électroneutralité.
- Une espèce se dissout bien dans un solvant avec lequel elle établit des interactions du même type ; deux liquides miscibles ne forment qu’une phase.
- Solvant extracteur : non miscible au solvant initial, l’espèce y est bien plus soluble ; la phase la plus dense est en bas.
- Savon : ions amphiphiles (tête –COO⁻ hydrophile, chaîne lipophile) ; micelles et gouttelettes de graisse dispersées dans l’eau.
Questions fréquentes
Qu’est-ce qui assure la cohésion d’un solide ?
Dans un solide ionique, l’interaction électrostatique entre ions de signes opposés. Dans un solide moléculaire, les interactions de Van der Waals, toujours présentes, et des liaisons hydrogène si les molécules ont un atome H lié à N, O ou F. Ces interactions intermoléculaires sont bien plus faibles : les solides moléculaires fondent à plus basse température.
Qu’est-ce qu’une liaison hydrogène ?
C’est l’interaction entre un atome H lié à un atome très électronégatif (N, O ou F), qui porte une charge partielle δ+, et un doublet non liant d’un atome N, O ou F d’une autre molécule. Elle vaut 10 à 40 kJ·mol⁻¹ : plus que les interactions de Van der Waals, bien moins qu’une liaison covalente.
Comment calculer la concentration des ions après une dissolution ?
On écrit l’équation de dissolution, par exemple Al₂(SO₄)₃(s) → 2 Al³⁺(aq) + 3 SO₄²⁻(aq), on calcule la concentration apportée c = n ÷ V, puis chaque ion a pour concentration son coefficient × c : [Al³⁺] = 2c et [SO₄²⁻] = 3c. On vérifie l’électroneutralité.
Comment prévoir si une espèce est soluble dans un solvant ?
On compare les interactions : une espèce ionique ou polaire, surtout si elle forme des liaisons hydrogène, se dissout bien dans l’eau ; une espèce apolaire se dissout bien dans un solvant apolaire comme le cyclohexane. Deux liquides miscibles ne forment qu’une seule phase.
Comment choisir un solvant pour une extraction liquide-liquide ?
Le solvant extracteur doit être non miscible au solvant initial, l’espèce doit y être bien plus soluble, et il doit être le moins dangereux possible. Sa densité indique la position des phases dans l’ampoule à décanter : la plus dense est en bas.
Pourquoi un savon lave-t-il ?
Ses ions sont amphiphiles : une tête –COO⁻ hydrophile et une longue chaîne carbonée lipophile. Les chaînes pénètrent dans la graisse, les têtes restent dans l’eau : la graisse est enfermée au cœur de micelles dispersées dans l’eau, puis éliminée au rinçage.
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