Cohésion et solubilité des espèces chimiques

Le bromure de sodium NaBr est formé d’ions Na⁺ et Br⁻ ; la carboglace (dioxyde de carbone solide CO₂), la glace H₂O et le soufre S₈ sont formés de molécules.

1. Le bromure de sodium est un solide .
   Ses entités sont des ions Na⁺ et Br⁻ : c’est un solide ionique ; les trois autres solides, formés de molécules neutres, sont moléculaires.
2. La cohésion du bromure de sodium est assurée par l’interaction entre ions de signes opposés.
   Chaque ion Na⁺ est entouré d’ions Br⁻ et inversement : l’attraction électrostatique entre ions de signes opposés l’emporte sur la répulsion entre ions de même signe.
3. La seule interaction entre molécules de dioxyde de carbone, apolaires et sans atome H, est l’interaction de .
   CO₂ n’a pas d’atome H : pas de liaison hydrogène. Les interactions de Van der Waals existent entre toutes les entités, même apolaires : elles assurent seules la cohésion de la carboglace.
4. Interaction présente dans la glace mais absente du soufre solide : la liaison .
   Dans la glace, un H lié à O d’une molécule est attiré par un doublet non liant de l’atome O d’une molécule voisine : liaison hydrogène. S₈ n’a pas d’atome H.

Un solide ionique est électriquement neutre : sa formule statistique donne la proportion des ions.

1. Nombre d’ions oxyde O²⁻ associés à deux ions Al³⁺ dans l’oxyde d’aluminium :
   Deux ions Al³⁺ apportent 2 × (+3) = +6 ; il faut 3 ions O²⁻ : 3 × (−2) = −6. Formule Al₂O₃, donc 3 ions oxyde.
2. Formule statistique du nitrure de magnésium, formé d’ions Mg²⁺ et N³⁻ :
   3 × (+2) = +6 et 2 × (−3) = −6 : la formule est Mg₃N₂.
3. Formule statistique de l’oxyde de fer(III), formé d’ions Fe³⁺ et O²⁻ :
   2 × (+3) = +6 et 3 × (−2) = −6 : Fe₂O₃.
4. Le phosphate de calcium Ca₃(PO₄)₂ contient des ions Ca²⁺. Charge de l’ion phosphate :
   3 ions Ca²⁺ apportent +6, compensés par 2 ions phosphate : chacun porte la charge −3, d’où PO₄³⁻.

Énergie moyenne d’une liaison covalente O–H : 463 kJ·mol⁻¹. Énergie nécessaire pour vaporiser l’eau à 100 °C : environ 41 kJ·mol⁻¹.

1. Énergie qu’il faudrait pour rompre les deux liaisons O–H de 1,00 mol de molécules d’eau : kJ
   Chaque molécule H₂O possède deux liaisons O–H : 2 × 463 = 926 kJ pour une mole de molécules.
2. L’énergie de vaporisation est environ fois plus petite que cette valeur.
   926 ÷ 41 ≈ 23 : vaporiser l’eau demande bien moins d’énergie que casser ses molécules.
3. Nombre de liaisons covalentes rompues par molécule d’eau lors de l’ébullition :
   Aucune : la vapeur est formée de molécules H₂O entières. L’ébullition rompt seulement les interactions entre molécules (liaisons hydrogène et Van der Waals), d’où une énergie bien plus faible.

Pour chaque espèce, indique le nombre d’atomes d’hydrogène d’une molécule qui peuvent être engagés dans une liaison hydrogène avec une molécule voisine.

1. Propan-2-ol CH₃–CH(OH)–CH₃ :
   Seul l’atome H du groupe –OH est lié à un atome très électronégatif : 1. Les sept H liés à des carbones ne comptent pas.
2. Méthylamine CH₃–NH₂ :
   Les deux H liés à N : 2.
3. Triméthylamine (CH₃)₃N :
   Ses neuf H sont liés à des carbones : 0. Son atome N, qui porte un doublet non liant, peut seulement recevoir une liaison hydrogène d’une autre espèce, comme l’eau.
4. Acide méthanoïque H–COOH :
   Le H du groupe –COOH est lié à O : il compte. Le H lié au carbone ne compte pas : 1.

Températures de changement d’état sous la pression atmosphérique. Difluor F₂ : fusion −220 °C, ébullition −188 °C. Dichlore Cl₂ : fusion −101 °C, ébullition −34 °C. Dibrome Br₂ : fusion −7 °C, ébullition 59 °C. Numéros atomiques : F 9 ; Cl 17 ; Br 35.

1. Nombre d’électrons d’une molécule Br₂ :
   2 × 35 = 70 électrons (18 pour F₂, 34 pour Cl₂).
2. État physique du dibrome à 20 °C :
   −7 °C < 20 °C < 59 °C : le dibrome est liquide.
3. État physique du dichlore à 20 °C :
   20 °C est au-dessus de −34 °C : le dichlore est gazeux.
4. Dihalogène dont les interactions de Van der Waals sont les plus intenses :
   Les trois molécules sont apolaires ; les interactions de Van der Waals croissent avec le nombre d’électrons : c’est le dibrome (70 électrons), qui fond et bout aux températures les plus hautes.

Températures d’ébullition : éthanol CH₃–CH₂–OH, 78 °C ; méthoxyméthane CH₃–O–CH₃, −24 °C ; hexane CH₃–(CH₂)₄–CH₃, 69 °C ; 2,2-diméthylbutane (CH₃)₃C–CH₂–CH₃, 50 °C.

1. Formule brute commune à l’éthanol et au méthoxyméthane :
   Chacune compte 2 C, 6 H et 1 O : C₂H₆O. Mêmes atomes, donc même nombre d’électrons : leurs interactions de Van der Waals sont comparables.
2. L’écart de 102 °C entre leurs températures d’ébullition est dû à la liaison , présente seulement entre molécules d’éthanol.
   L’éthanol a un H lié à O : ses molécules s’associent par liaisons hydrogène, qu’il faut rompre en plus pour le vaporiser.
3. Nombre d’électrons d’une molécule C₆H₁₄ :
   6 × 6 + 14 × 1 = 50 électrons, pour l’hexane comme pour le 2,2-diméthylbutane.
4. Des deux alcanes, celui dont les molécules ont la plus grande surface de contact :
   La chaîne de l’hexane est allongée ; celle du 2,2-diméthylbutane est compacte, presque sphérique. À nombre d’électrons égal, la plus grande surface de contact donne des interactions de Van der Waals plus intenses : 69 °C contre 50 °C.

Complète les équations de dissolution dans l’eau, puis la description de l’hydratation.

1. Ba(NO₃)₂(s) → Ba²⁺(aq) + NO₃⁻(aq)
   L’indice 2 de la parenthèse devient un coefficient : 2 NO₃⁻. Les 2 charges + de Ba²⁺ sont compensées par les 2 × 1 charges − des ions nitrate.
2. K₃PO₄(s) → K⁺(aq) + PO₄³⁻(aq)
   3 K⁺ : trois charges + compensent les trois charges − de PO₄³⁻.
3. Fe₂(SO₄)₃(s) → Fe³⁺(aq) + 3 SO₄²⁻(aq)
   2 Fe³⁺ : 2 × 3 = 6 charges + pour 3 × 2 = 6 charges −. L’ion « Fe₂⁶⁺ » n’existe pas.
4. Autour d’un ion Ba²⁺ hydraté, les molécules d’eau tournent vers l’ion leur atome d’.
   L’atome d’oxygène porte la charge partielle δ− : il est attiré par le cation.
5. Nombre d’ions libérés dans l’eau par la dissolution d’une molécule d’éthanol :
   L’éthanol est une espèce moléculaire : ses molécules restent entières, solvatées par liaisons hydrogène. Aucun ion.

On dissout m = 2,87 g de chlorure de magnésium anhydre MgCl₂ dans de l’eau distillée, puis on complète à V = 150,0 mL dans une fiole jaugée. M(Mg) = 24,3 g·mol⁻¹ ; M(Cl) = 35,5 g·mol⁻¹.

1. Masse molaire du chlorure de magnésium : g·mol⁻¹
   M = 24,3 + 2 × 35,5 = 95,3 g·mol⁻¹.
2. Concentration apportée : c = mol·L⁻¹
   n = 2,87 ÷ 95,3 ≈ 3,01 × 10⁻² mol ; c = n ÷ V = 3,012 × 10⁻² ÷ 0,1500 ≈ 0,201 mol·L⁻¹.
3. Concentration des ions chlorure : [Cl⁻] = mol·L⁻¹
   MgCl₂(s) → Mg²⁺(aq) + 2 Cl⁻(aq) : [Cl⁻] = 2c ≈ 0,402 mol·L⁻¹, et [Mg²⁺] = c ≈ 0,201 mol·L⁻¹. Électroneutralité : 2 × 0,201 = 0,402.
4. Quantité d’ions chlorure dans 10,0 mL de cette solution : × 10⁻³ mol
   n = [Cl⁻] × V = 0,4015 × 0,0100 ≈ 4,02 × 10⁻³ mol.

On veut préparer V = 200,0 mL d’une solution de chlorure de fer(III) FeCl₃ dans laquelle [Cl⁻] = 0,150 mol·L⁻¹. M(Fe) = 55,8 g·mol⁻¹ ; M(Cl) = 35,5 g·mol⁻¹.

1. Concentration apportée en chlorure de fer(III) : c = mol·L⁻¹
   FeCl₃(s) → Fe³⁺(aq) + 3 Cl⁻(aq), donc [Cl⁻] = 3c et c = 0,150 ÷ 3 = 0,0500 mol·L⁻¹.
2. Masse molaire du chlorure de fer(III) : g·mol⁻¹
   M = 55,8 + 3 × 35,5 = 162,3 g·mol⁻¹.
3. Masse de solide à peser : g
   n = 0,0500 × 0,2000, soit 1,00 × 10⁻² mol ; m = 1,00 × 10⁻² × 162,3 ≈ 1,62 g.
4. Un élève pèse 4,87 g en prenant [Cl⁻] pour la concentration apportée. La concentration en ions chlorure de sa solution vaut mol·L⁻¹.
   n = 4,87 ÷ 162,3 ≈ 3,00 × 10⁻² mol, c ≈ 0,150 mol·L⁻¹ et [Cl⁻] = 3c ≈ 0,450 mol·L⁻¹, trois fois trop : chaque FeCl₃ libère trois ions Cl⁻.

On verse deux liquides dans un tube à essais, on agite puis on laisse reposer. L’eau et la propanone CH₃–CO–CH₃ sont polaires (l’atome O de la propanone porte des doublets non liants) ; le décane C₁₀H₂₂ (d = 0,73) et le pentane sont apolaires.

1. Eau + propanone : nombre de phases observées :
   Les H de l’eau forment des liaisons hydrogène avec l’atome O de la propanone ; les deux sont polaires : liquides miscibles, 1 phase.
2. Eau + décane : nombre de phases observées :
   Le décane, apolaire, ne peut remplacer les liaisons hydrogène entre molécules d’eau : non miscibles, 2 phases.
3. Décane + pentane : nombre de phases observées :
   Deux liquides apolaires : seulement des interactions de Van der Waals, comme dans chacun. Miscibles : 1 phase.
4. Dans le tube eau + décane, liquide qui forme la phase supérieure :
   d = 0,73 < 1,00 : le décane, moins dense, est au-dessus.

Solubilité dans l’eau d’alcools à chaîne linéaire : méthanol, éthanol et propan-1-ol sont miscibles à l’eau en toutes proportions ; butan-1-ol : 73 g·L⁻¹ (25 °C) ; pentan-1-ol CH₃–(CH₂)₄–OH : 22 g·L⁻¹ ; hexan-1-ol : 5,9 g·L⁻¹ (20 °C). M : H 1,0 ; C 12,0 ; O 16,0 g·mol⁻¹.

1. Groupe hydrophile du pentan-1-ol : le groupe
   Le groupe hydroxyle –OH forme des liaisons hydrogène avec l’eau ; la chaîne CH₃–(CH₂)₄– est lipophile.
2. Quand la chaîne carbonée s’allonge, la solubilité dans l’eau .
   Un seul groupe –OH pour une partie apolaire de plus en plus longue : la solubilité diminue (73, puis 22, puis 5,9 g·L⁻¹).
3. Masse de 0,500 mol de pentan-1-ol C₅H₁₂O : g
   M = 5 × 12,0 + 12 × 1,0 + 16,0 = 88,0 g·mol⁻¹ ; m = 0,500 × 88,0 = 44,0 g, deux fois plus que ce qu’un litre de solution saturée peut contenir.
4. Masse de pentan-1-ol dissoute dans 250 mL de solution saturée : g
   m = 22 × 0,250 = 5,5 g.

Solubilité de l’acide benzoïque dans l’eau : 3,4 g·L⁻¹ à 25 °C ; 56 g·L⁻¹ à 100 °C. Dans l’éthanol : plus de 50 g pour 100 g d’éthanol à 20 °C. On purifie m = 3,75 g d’acide benzoïque brut par recristallisation dans l’eau : dissolution dans l’eau bouillante, puis refroidissement à 25 °C. On assimile l’échantillon à de l’acide pur et le volume de solution à celui de l’eau.

1. Volume minimal d’eau bouillante pour tout dissoudre : mL
   V = m ÷ s = 3,75 ÷ 56 ≈ 6,7 × 10⁻² L, soit 67 mL : la solution est alors saturée à 100 °C.
2. Masse d’acide qui reste dissoute après refroidissement à 25 °C : g
   m = 3,4 × 0,06696 ≈ 0,23 g.
3. Masse maximale de cristaux récupérés : g
   3,75 − 0,23 ≈ 3,52 g, soit environ 94 % de l’échantillon.
4. Solvant qui ne conviendrait pas pour cette recristallisation, l’eau ou l’éthanol :
   Dans l’éthanol, l’acide est très soluble même à froid : en refroidissant, presque rien ne cristalliserait. Une recristallisation demande un solvant où l’espèce est très soluble à chaud et peu soluble à froid.

Une eau florale de lavande, solution aqueuse, contient du linalol C₁₀H₁₈O, une espèce odorante peu soluble dans l’eau (1,6 g·L⁻¹ à 25 °C), que l’on veut extraire. Solvants disponibles : éthanol (miscible à l’eau ; dissout le linalol) ; glycérol (miscible à l’eau ; ne dissout pas le linalol) ; hexane (non miscible à l’eau ; d = 0,66 ; dissout le linalol ; bout à 69 °C) ; huile végétale (non miscible à l’eau ; d ≈ 0,92 ; dissout le linalol ; non volatile).

1. Solvant écarté pour deux raisons : il est miscible à l’eau et ne dissout pas le linalol :
   Le glycérol ne remplit aucun des deux critères.
2. Solvant écarté parce qu’il formerait une seule phase avec l’eau florale, bien qu’il dissolve le linalol :
   L’éthanol est miscible à l’eau : sans deux phases, aucune séparation n’est possible.
3. Solvant retenu, qu’on pourra ensuite éliminer par évaporation :
   L’huile et l’hexane sont non miscibles et dissolvent le linalol ; mais l’huile, non volatile, ne peut pas être évaporée pour récupérer le linalol. On retient l’hexane.
4. Après décantation, la phase organique se trouve en de l’ampoule.
   d = 0,66 < 1,00 : la phase organique (hexane + linalol) est en haut.

Protocole d’une extraction à l’ampoule à décanter.

1. Pendant l’agitation, on ouvre régulièrement le robinet, dirigé vers le haut, pour l’ampoule.
   On dégaze : les vapeurs du solvant augmentent la pression dans l’ampoule bouchée.
2. Avant d’ouvrir le robinet pour séparer les phases, on retire le .
   Sans retirer le bouchon, le liquide ne s’écoulerait pas : l’air ne pourrait pas le remplacer.
3. On évacue d’abord par le robinet la phase .
   Le robinet est en bas : on recueille d’abord la phase inférieure, la plus dense.
4. Avec un solvant extracteur chloré de densité 1,25, la phase organique se trouve en .
   1,25 > 1,00 : la phase organique est la plus dense, donc en bas.

L’ion palmitate CH₃–(CH₂)₁₄–COO⁻ est l’un des ions des savons fabriqués avec de l’huile de palme.

1. Partie hydrophile de l’ion palmitate : le groupe
   Le groupe carboxylate –COO⁻, chargé, interagit fortement avec les molécules d’eau polaires.
2. Nombre d’atomes de carbone de la chaîne lipophile CH₃–(CH₂)₁₄– :
   1 + 14 = 15 atomes de carbone ; avec celui du groupe –COO⁻, l’ion en compte 16.
3. Une entité qui possède une partie hydrophile et une partie lipophile est dite .
   L’ion palmitate est amphiphile.
4. À la surface de l’eau, les chaînes carbonées des ions sont dirigées vers l’.
   Les têtes restent dans l’eau, les chaînes lipophiles la fuient et pointent vers l’air.
5. Les espèces amphiphiles des lessives, des shampooings ou la lécithine qui stabilise une mayonnaise sont des .
   Ce sont des tensioactifs : savons, lessives, liquides vaisselle, shampooings, dentifrices, émulsifiants alimentaires.

On lave un tissu taché d’huile avec une eau savonneuse contenant du palmitate de sodium.

1. C₁₅H₃₁COONa(s) → C₁₅H₃₁COO⁻(aq) +
   Le palmitate de sodium est un solide ionique : il libère l’ion palmitate et l’ion Na⁺(aq).
2. Au cœur d’une micelle se trouvent les carbonées des ions.
   Les chaînes lipophiles se regroupent au centre, à l’abri de l’eau.
3. À la surface de la micelle, les têtes carboxylate sont au contact de l’.
   Les têtes hydrophiles sont tournées vers l’eau.
4. Lors du lavage, la graisse se retrouve au des micelles.
   Les chaînes pénètrent dans la graisse ; frottée, elle se fragmente en gouttelettes enfermées au cœur des micelles, dispersées dans l’eau et éliminées au rinçage.

On dissout 2,50 g de palmitate de sodium C₁₅H₃₁COONa dans de l’eau chaude pour obtenir 500,0 mL de solution. M : H 1,0 ; C 12,0 ; O 16,0 ; Na 23,0 g·mol⁻¹.

1. Masse molaire du palmitate de sodium : g·mol⁻¹
   C₁₆H₃₁O₂Na : M = 16 × 12,0 + 31 × 1,0 + 2 × 16,0 + 23,0 = 278,0 g·mol⁻¹.
2. Quantité d’ions palmitate en solution : × 10⁻³ mol
   Une entité libère un ion palmitate : n = 2,50 ÷ 278,0 ≈ 8,99 × 10⁻³ mol.
3. Concentration en ions palmitate : × 10⁻² mol·L⁻¹
   c = 8,993 × 10⁻³ ÷ 0,5000 ≈ 1,80 × 10⁻² mol·L⁻¹.