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Les composés chimiques obtenus par électrolyte

Par Mathieu le 08/09/2009 Ressources > Physique-Chimie > Première S > Les Solutions Électrolytiques

I. Obtention des solutions électrolytiques

1. Définitions.

1.1 Une solution électrolytique est obtenue en dissolvant une substance appelée soluté dans un liquide appelé solvant. Le soluté peut être un solide, un liquide ou un gaz. Si le solvant est l’eau la solution obtenue est appelée solution aqueuse.

1.2 Une solution électrolytique est une solution contenant des ions. Elle conduit le courant et elle est électriquement neutre.

2. Mise en solution d’un solide ionique.

2.1 Solide ionique.

  • Un solide ionique est formé d’ions ( cations et anions) régulièrement disposés dans l’espace et formant une structure solide appelée cristal (voir ci-contre le modèle éclaté du chlorure de sodium).
  • La cohésion (solidité) du cristal est assurée par les interactions électriques entre tous les ions.
  • Un solide ionique est électriquement neutre, c’est-à-dire qu’il contient autant de charges positives apportées par les cations que de charges négatives apportées par les anions. On attribue au solide ionique une formule statistique qui traduit cette neutralité électrique.

Exemples:

    • Le chlorure de sodium est fait d’un assemblage d »ions chlorure Cl- et d’ions sodium Na+. La structure électriquement neutre fait donc intervenir autant d’ions sodium que d’ions chlorure. La formule statistique attribuée au chlorure de sodium est alors: NaCl.
    • Le fluorure de calcium est fait d’un assemblage d’ions fluorure F- et d’ions calcium Ca2+. Il faut deux fois plus d’ions fluorure que d’ions calcium pour assurer la neutralité de la structure. La formule statistique du fluorure de calcium est alors: CaF2.

2.2 Mise en solution.

Lors de la mise en solution aqueuse du solide ionique, l’eau dont nous verrons les propriétés plus loin, détruit le cristal. On écrira provisoirement par exemple:

NaCl(s) Na+ + Cl-

CaF2(s) Ca2+ + 2F-

3. Mise en solution d’un soluté liquide

Certains liquide comme L’acide sulfurique (H2SO4) donnent des ions lors de leur mise en solution aqueuse. On écrira provisoirement:

H2SO4(l) 2H+ + SO42-

Rappelons qu’il est nécessaire de savoir identifier les ions en solution à l’aide de tests caractéristiques (voir le TP).

4. Mise en solution d’un soluté gazeux (par exemple le chlorure d’hydrogène HCl).

Le chlorure d’hydrogène HCl est un gaz à pression et température ordinaire qui se dissout très facilement dans l’eau (voir l’expérience du jet d’eau).
On montre expérimentalement que la mise en solution aqueuse de HCl donne des ions H+ et Cl-. On écrira provisoirement:

HCl(g) H+ + Cl-

II. Caractère polaire de certaines molécules

1. Électronégativité d’un élément.

L’électronégativité d’un élément est la tendance d’un atome de cet élément à attirer le doublet d’une liaison covalente dans laquelle il est engagé.
D’une façon générale,

  • L’électronégativité des éléments augmente lorsqu’on se déplace de gauche à droite dans une période (ligne) du tableau périodique des éléments.
  • L’électronégativité des éléments augmente lorsqu’on se déplace de bas en haut dans une famille (colonne) du tableau périodique des éléments.

2. Étude de la molécule de chlorure d’hydrogène HCl.

D’après ce qui précède, le chlore est plus électronégatif que l’hydrogène. Le doublet qui assure la liaison entre ces deux atomes se déplace vers le chlore.

Il apparaît donc, au voisinage de l’hydrogène, une densité électrique positive (notée d+) qui correspond à un déficit électronique sur cet atome.

Il apparaît de même, au voisinage du chlore, une densité électrique négative (notée d-) qui correspond à un excès électronique sur cet atome.

Il apparaît donc deux pôles électriques différents et distincts aux extrémités de la liaison H—Cl. On dit que cette liaison est polarisée. Il en résulte que la molécule HCl présente un caractère polaire.

3. Étude de la molécule d’eau.

L’électronégativité de l’oxygène est plus forte que celle de l’hydrogène. Une étude du déplacement des doublets de liaison semblable à celle conduite dans le paragraphe précédent montre que les liaisons O—H de la molécule d’eau sont polarisées de telle façon que l’oxygène porte une densité électrique négative (2d-) et que chaque hydrogène porte une densité électrique positive (d+).

Le barycentre des densités électriques positives se situe au milieu du segment joignant les deux atomes d’hydrogène (voir figure). Il apparaît alors qu’étant donnée la forme de la molécule d’eau, les barycentres des densités électriques positives et négatives sont distincts. La molécule d’eau présente un caractère polaire (on dit dipolaire si il y a deux pôles).

Ce caractère dipolaire de la molécule d’eau lui confère des propriétés de solvant très particulier (ce n’est pas le seul solvant dans ce cas). Il peut être mis en évidence par l’expérience présentée ci-dessous. Un bâton de verre frotté avec un drap attire les molécules d’eau.

4. Conséquence du caractère dipolaire de l’eau.

4.1 Solvatation des ions en solution.

Nous avons vu plus haut que l’eau a pour propriété de détruire les solides ioniques et de disperser les ions. Ces phénomènes s’accompagnent du phénomène de solvatation des ions. Cette solvatation est due au caractère dipolaire de l’eau.

Les ions positifs (cations) en solution attirent (interaction électrique) les molécules d’eau par leur partie négative. Il en résulte que chaque cation s’entoure d’un certain nombre de molécules d’eau.

Les ions négatifs (anions) en solution attirent les molécules d’eau par leur partie positive. Il en résulte que chaque anion s’entoure d’un certain nombre de molécules d’eau.

Ce phénomène est appelé solvatation des ions. Lorsque le solvant est l’eau (ce qui sera en général le cas pour nous au lycée) la solvatation est appelée hydratation.

Les ions hydratés sont notés avec le symbole (aq) en indice. par exemple: Na+(aq) ou Ca2+(aq).

4.2 Cas particulier du proton H+.

Le proton H+ s’associe par une véritable liaison à une molécule d’eau pour former l’ion oxonium H3O+.

H+ + H2O H3O+(aq)

Cet ion oxonium est lui-même solvaté ou hydraté.

4.3 Écriture des équations de mise en solution aqueuse.

Compte tenu du phénomène de solvatation ou d’hydratation, les équations de mise en solution aqueuse doivent être réécrite sous la forme:

NaCl(s) Na+(aq) + Cl-(aq)

CaF2(s) Ca2+(aq) + 2F-(aq)

H2SO4(l) + 2H2O 2H3O+ + SO42-(aq)

HCl(g) + H2O H3O+ + Cl-(aq)

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