Qu'est-ce qui assure la cohésion d'un solide ?

Dans un solide ionique, c'est l'interaction électrostatique entre ions de signes opposés, très intense. Dans un solide moléculaire, ce sont des interactions intermoléculaires bien plus faibles : interactions de Van der Waals, toujours présentes, et liaisons hydrogène quand un atome H est lié à N, O ou F. C'est pourquoi les solides moléculaires fondent en général à plus basse température.

Quelle différence entre interaction de Van der Waals et liaison hydrogène ?

Les interactions de Van der Waals s'exercent entre toutes les entités, polaires ou non, et augmentent avec la taille des molécules et leur polarité. La liaison hydrogène (ou pont hydrogène) n'existe qu'entre un H lié à un atome N, O ou F et un doublet non liant d'un atome N, O ou F voisin ; elle est plus forte, mais environ dix fois plus faible qu'une liaison covalente.

Comment écrire l'équation de dissolution d'un solide ionique ?

On écrit le solide avec l'indice (s) à gauche et les ions avec l'indice (aq) à droite, les indices de la formule devenant des coefficients : Na₂SO₄(s) → 2 Na⁺(aq) + SO₄²⁻(aq). On vérifie la conservation des éléments et de la charge. Les concentrations des ions s'en déduisent : ici [Na⁺] = 2c et [SO₄²⁻] = c.

Comment choisir un solvant pour une extraction liquide-liquide ?

Le solvant extracteur doit être non miscible au solvant de départ (souvent l'eau) et dissoudre l'espèce à extraire bien mieux que lui. À efficacité égale, on préfère le moins dangereux. Sa densité indique ensuite si la phase organique se trouve au-dessus ou au-dessous dans l'ampoule à décanter.

Pourquoi le savon lave-t-il ?

L'ion carboxylate d'un savon est amphiphile : une tête ionique hydrophile et une longue chaîne carbonée lipophile. Les chaînes pénètrent dans la salissure grasse tandis que les têtes restent dans l'eau ; la graisse est enfermée dans des micelles dispersées dans l'eau et éliminée au rinçage.

Spécialité Physique-Chimie 1ʳᵉ

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De la structure des entités à la cohésion et à la solubilité

Cohésion des solides ioniques et moléculaires, interactions de Van der Waals et liaison hydrogène, dissolution, solubilité et miscibilité (thème Constitution et transformations de la matière)

À propos de cette page

Ce cours de spécialité physique-chimie en première sur « De la structure des entités à la cohésion et à la solubilité » suit le programme officiel de spécialité physique-chimie de première. Il présente les définitions, les propriétés et les méthodes essentielles, accompagnées d'exemples résolus pour bien comprendre. Au programme : L'essentiel, Cohésion des solides ioniques et moléculaires, Interactions de Van der Waals et liaison hydrogène, Dissolution d'un solide ionique dans l'eau. Chaque notion est expliquée pas à pas, puis mise en pratique grâce à des exercices interactifs, un QCM et une évaluation corrigée. Idéal pour réviser à son rythme, combler ses lacunes et progresser, en autonomie ou avec un professeur. Cours rédigé par un professeur particulier à Marseille pour aider les élèves de première à réussir en spécialité physique-chimie.

L'essentiel

Cohésion d'un solide. Un solide garde sa forme parce que ses entités s'attirent : interaction électrostatique entre ions dans un solide ionique ; interactions de Van der Waals et, si la structure le permet, liaisons hydrogène entre molécules dans un solide moléculaire.

Rappel — polarité. Une liaison entre deux atomes d'électronégativités nettement différentes est polarisée (charges partielles δ+ et δ−). Une molécule est polaire si le centre des charges partielles positives ne coïncide pas avec celui des charges négatives ; sinon elle est apolaire (voir le chapitre « Liaisons chimiques »).

Dissolution d'un solide ionique dans l'eau : dissociation, solvatation, dispersion des ions.

C_{x} A_{y} (s) ⟶ x C^{p +} (a q) + y A^{q -} (a q)

Pour une concentration apportée

c

[C^{p +}] = x c

[A^{q -}] = y c

Solubilité. Masse (en g·L⁻¹) ou quantité de matière (en mol·L⁻¹) maximale d'une espèce que l'on peut dissoudre par litre de solution, dans un solvant et à une température donnés. Au-delà, la solution est saturée : le solide en excès ne se dissout plus.

Règle de solubilité. Une espèce se dissout bien dans un solvant avec lequel elle établit des interactions du même type : espèces ioniques ou polaires dans un solvant polaire (eau), espèces apolaires dans un solvant apolaire (cyclohexane, huile).

Cohésion des solides ioniques et moléculaires

Solide ionique. Empilement régulier de cations et d'anions : chaque ion est entouré d'ions de signe opposé. La cohésion est assurée par l'interaction électrostatique (loi de Coulomb) entre ions de signes opposés, qui l'emporte sur la répulsion entre ions de même signe. Le solide est électriquement neutre ; sa formule statistique donne la proportion des ions : CaF₂ signifie un ion Ca²⁺ pour deux ions F⁻.

Solide moléculaire. Empilement de molécules neutres, liées entre elles par des interactions intermoléculaires : interactions de Van der Waals (toujours présentes) et liaisons hydrogène (si la molécule possède un H lié à N, O ou F).

Interaction	Entre	Énergie (ordre de grandeur)
Liaison covalente	atomes d'une même molécule	200 à 500 kJ·mol⁻¹
Interaction ionique (cristal)	ions de signes opposés	plusieurs centaines de kJ·mol⁻¹
Liaison hydrogène	H lié à N, O ou F et doublet de N, O ou F	10 à 40 kJ·mol⁻¹
Van der Waals	toutes les entités	1 à 10 kJ·mol⁻¹

Exemple. Le fluorure de calcium CaF₂, solide ionique, fond à 1 418 °C ; l'acide stéarique, solide moléculaire, fond vers 70 °C. Plus les interactions entre entités sont intenses, plus il faut d'énergie pour les séparer : la température de fusion est plus élevée.

Changement d'état d'une espèce moléculaire : à la fusion ou à l'ébullition, ce sont les interactions entre molécules qui sont rompues ; les liaisons covalentes dans les molécules restent intactes.

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, qu'elles possèdent beaucoup d'électrons (molécules volumineuses) et que leur surface de contact est grande.

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 molécule. Les trois atomes sont à peu près alignés ; on la représente en pointillés : O–H···O. Plus forte que les interactions de Van der Waals, elle reste environ dix fois plus faible qu'une liaison covalente.

Exemple. Dans la série H₂S, H₂Se, H₂Te, la température d'ébullition augmente avec la taille des molécules (interactions de Van der Waals plus intenses). L'eau sort de la série : ses molécules sont en plus liées par des ponts hydrogène, qu'il faut rompre pour la vaporiser.

Pas de pont hydrogène avec un atome H lié à un carbone : la liaison C–H est trop peu polarisée.

Dissolution d'un solide ionique dans l'eau

Pourquoi l'eau dissout les solides ioniques. La molécule d'eau est polaire (δ− sur O, δ+ sur les H) ; de plus, l'eau affaiblit fortement l'interaction électrostatique entre les ions (permittivité relative voisine de 80). Les ions du cristal peuvent alors se séparer.

Les trois étapes.

Dissociation : les ions du cristal se séparent sous l'action des molécules d'eau.
Solvatation (hydratation) : chaque ion s'entoure de molécules d'eau orientées — l'atome O (δ−) tourné vers un cation, les atomes H (δ+) tournés vers un anion.
Dispersion : les ions solvatés se répartissent dans toute la solution.

Équation de dissolution. Solide noté (s), ions notés (aq) ; conservation des éléments et de la charge. Exemple : CaCl₂(s) → Ca²⁺(aq) + 2 Cl⁻(aq).

Concentrations. La concentration apportée

c = \frac{n}{V}

est celle du soluté introduit ; les concentrations effectives des ions se lisent sur les coefficients de l'équation. Pour CaCl₂ :

[{C a}^{2 +}] = c

[{C l}^{-}] = 2 c

. La solution est électriquement neutre :

2 [{C a}^{2 +}] = [{C l}^{-}]

Soluté moléculaire. Un sucre ou un alcool se dissout sans se dissocier : ses molécules restent entières et sont solvatées par ponts hydrogène. Pour le xylitol : C₅H₁₂O₅(s) → C₅H₁₂O₅(aq).

Solubilité, miscibilité et extraction liquide-liquide

Solubilité et solvant. La solubilité d'une espèce dépend du solvant et de la température (pour la plupart des solides, elle augmente avec la température). Elle est grande quand les interactions soluté–solvant sont du même type que celles qui existent dans le soluté et dans le solvant. Dans un mélange de solvants (eau + éthanol par exemple), elle prend en général une valeur intermédiaire entre celles dans les solvants purs.

Miscibilité. Deux liquides sont miscibles si leur mélange ne forme qu'une seule phase. Eau et éthanol sont miscibles (ponts hydrogène entre les deux espèces) ; eau et cyclohexane ne le sont pas : on observe deux phases, la moins dense au-dessus.

Extraction liquide-liquide. On transfère une espèce dissoute dans un solvant (souvent l'eau) vers un solvant extracteur, qui doit :

être non miscible au solvant initial ;
dissoudre l'espèce beaucoup mieux que le solvant initial ;
de préférence, peu dissoudre les autres espèces présentes et être le moins dangereux possible.

Protocole à l'ampoule à décanter.

Verser la solution puis le solvant extracteur, robinet fermé ; boucher.
Agiter en retournant l'ampoule et dégazer régulièrement (robinet ouvert, dirigé vers le haut).
Laisser décanter sur le support, bouchon retiré.
Évacuer la phase inférieure par le robinet, puis recueillir séparément la phase qui contient l'espèce.

La phase la plus dense est en bas.

Espèces hydrophiles, lipophiles, amphiphiles : les savons

Hydrophile, lipophile. Un groupe est hydrophile s'il a de l'affinité pour l'eau (groupes ioniques ou polaires : –COO⁻, –OH, –NH₂…) ; il est lipophile (ou hydrophobe) s'il a de l'affinité pour les graisses (chaîne carbonée, apolaire).

Espèce amphiphile. Espèce dont les entités possèdent à la fois une partie hydrophile et une partie lipophile. Exemple : l'ion stéarate CH₃–(CH₂)₁₆–COO⁻ d'un savon, avec sa tête carboxylate hydrophile et sa queue carbonée lipophile.

Comportement dans l'eau.

À la surface : les ions forment une couche, têtes dans l'eau, queues vers l'air.
Au sein de l'eau, au-delà d'une certaine concentration : ils s'assemblent en micelles, petites sphères dont les queues sont tournées vers l'intérieur et les têtes vers l'eau.

Propriété lavante. Les queues lipophiles pénètrent dans la salissure grasse, les têtes restent dans l'eau : la graisse se retrouve piégée au cœur de micelles dispersées dans l'eau, puis éliminée au rinçage.

Tensioactifs usuels : savons, lessives et liquides vaisselle, shampooings et gels douche, émulsifiants alimentaires (lécithine du jaune d'œuf dans la mayonnaise).

Méthodes

Méthode 1 — Calculer les concentrations des ions après dissolution

Écrire l'équation de dissolution équilibrée (éléments et charges).
Calculer la masse molaire $M$ puis $n = \frac{m}{M}$ .
Calculer $c = \frac{n}{V}$ , avec $V$ volume de solution en litres.
Multiplier $c$ par le coefficient de chaque ion.
Contrôler l'électroneutralité.

Exemple rédigé. On dissout 3,42 g de sulfate d'aluminium Al₂(SO₄)₃ (M = 342,3 g·mol⁻¹) pour obtenir 250,0 mL de solution. Al₂(SO₄)₃(s) → 2 Al³⁺(aq) + 3 SO₄²⁻(aq).

n = \frac{3, 42}{342, 3} = 9, 99 \times 10^{- 3}

mol, donc

c = \frac{9, 99 \times 10^{- 3}}{0, 2500} = 4, 00 \times 10^{- 2}

mol·L⁻¹. D'où [Al³⁺] = 2c = 8,00 × 10⁻² mol·L⁻¹ et [SO₄²⁻] = 3c = 0,120 mol·L⁻¹. Contrôle : 3 × 0,0800 = 0,240 = 2 × 0,120.

Méthode 2 — Prévoir une solubilité ou une miscibilité

Identifier la nature des entités du soluté : ions, molécules polaires, apolaires ; présence d'un H lié à N, O ou F.
Faire de même pour le solvant.
Si les interactions possibles entre soluté et solvant sont du même type que celles internes à chacun : soluble (ou miscible) ; sinon : peu soluble.
Conclure en nommant l'interaction en jeu.

Exemple rédigé. Le soufre solide est formé de molécules S₈ (atomes identiques, donc apolaires). Le disulfure de carbone CS₂ est une molécule linéaire apolaire ; l'eau est polaire et associée par ponts hydrogène. Entre S₈ et CS₂ ne s'exercent que des interactions de Van der Waals, comme au sein de chaque corps : le soufre est soluble dans CS₂. S₈ ne peut ni former de ponts hydrogène ni interagir fortement avec les molécules polaires d'eau : il est insoluble dans l'eau.

Méthode 3 — Choisir un solvant extracteur et situer les phases

Écarter les solvants miscibles au solvant initial.
Parmi les autres, retenir celui où l'espèce est la plus soluble.
À efficacité comparable, choisir le moins dangereux.
Comparer les densités pour placer la phase organique.

Exemple rédigé. On veut extraire le diiode d'une solution aqueuse. L'éthanol, miscible à l'eau, est écarté. Le cyclohexane (d = 0,78), non miscible à l'eau et dans lequel le diiode est très soluble, est retenu. Après décantation, la phase organique, moins dense, est au-dessus et se colore en violet ; la phase aqueuse, en bas, s'est décolorée.

Méthode 4 — Interpréter un écart de températures de changement d'état

Identifier le type d'entités (ions ou molécules).
Recenser les interactions : Van der Waals toujours, ponts hydrogène si H lié à N, O ou F.
Comparer taille (nombre d'électrons) et surface de contact.
Conclure : interactions plus intenses, température plus élevée.

Exemple rédigé. Méthanol CH₃OH (Téb = 65 °C) et méthanethiol CH₃SH (Téb = 6 °C). Le méthanethiol a plus d'électrons, donc des interactions de Van der Waals un peu plus intenses ; il bout pourtant plus bas. Seul le méthanol forme des ponts hydrogène (H lié à O ; S est trop peu électronégatif) : ce sont eux qui expliquent sa température d'ébullition plus élevée.

Pièges et erreurs classiques

Concentration apportée ≠ concentration d'un ion. Pour CaCl₂ de concentration

c

[{C l}^{-}] = 2 c

, pas

c

Ions « groupés ». L'ion Al₂³⁺ n'existe pas : dans l'équation, les indices de la formule deviennent des coefficients (2 Al³⁺).

États physiques oubliés. Une équation de dissolution sans (s) ni (aq) n'est pas complète.

Fusion d'un solide moléculaire. Elle ne rompt aucune liaison covalente, seulement des interactions intermoléculaires.

Van der Waals. Ces interactions existent aussi entre molécules apolaires ; elles ne sont pas réservées aux espèces polaires.

Solvant extracteur miscible. S'il forme une seule phase avec la solution, aucune séparation n'est possible, même si l'espèce y est très soluble.

Position des phases. La phase organique n'est pas toujours au-dessus : tout dépend de la densité du solvant.

Soluté moléculaire. Une espèce moléculaire soluble dans l'eau ne se dissocie pas en ions : sa solution ne conduit pas le courant.

En bref

Solide ionique : interaction électrostatique entre ions, cohésion forte. Solide moléculaire : Van der Waals (toujours) et ponts hydrogène (H lié à N, O, F), cohésion plus faible.
Dissolution d'un solide ionique : dissociation, solvatation, dispersion ; CₓAᵧ(s) → x Cᵖ⁺(aq) + y Aᑫ⁻(aq), [ion] = coefficient × c.
Solubilité : quantité maximale dissoute par litre ; « qui se ressemble s'assemble ».
Miscibilité : une seule phase. Extraction : solvant non miscible où l'espèce est plus soluble ; la phase la plus dense est en bas.
Espèce amphiphile : tête hydrophile + queue lipophile ; micelles et propriétés lavantes des savons.

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