Les électrolytes

Les types d’électrolytes Électrolyte fort : soluté qui se dissocie presque complètement ou complètement sous forme d’ions en solution. Bon conducteur (NaCl, HCl, KMnO4). Non - électrolyte : soluté qui ne se dissocie pas, ou très faiblement, en ions en solution. Il reste majoritairement sous forme moléculaire. Ne conduit pas l’électricité (CH3CH2OH). Électrolyte faible : soluté qui est partiellement ionisé en solution. Le courant peut circuler, mais un électrolyte faible est un mauvais conducteur (CH3COOH).

Les types d’électrolytes NaCl, électrolyte fort CH3CH2OH, non-électrolyte CH3COOH, électrolyte faible

Les types d’électrolytes La plupart des composés ioniques sont des électrolytes forts. Il existe également des composés ioniques qui sont des électrolytes faibles car ils ne se dissocient pas complètement en solution (ex: AgCl). La plupart des composés moléculaires sont soit des non – électrolytes, soit des électrolytes faibles. La majorité des composés moléculaires organiques (saccharose, éthanol) sont non – électrolytes.

Les ions http://phys.free.fr/ions.htm

Qu’est-ce qu’un ion? Définition un ion est un atome qui a perdu ou gagné des électrons. Un atome, qui perd des électrons, devient un ion positif appelé cation. Un atome, qui gagne des électrons, devient un ion négatif appelé anion. Cliquer sur ce site. Observer la formation de l’ion sodium et de l’ion chlorure. http://phys.free.fr/ions.htm

Qu’avez-vous observé? La couche périphérique de l’atome de sodium contient 1 électron de valence. Pour devenir un ion sodium, il perd son seul électron de valence. L’ion sodium contient 8 électrons sur sa couche périphérique et devient stable comme l’atome du néon, le gaz rare le plus proche de lui. Cet ensemble stable de 8 électrons périphériques s’appelle un « un octet ». En général, l’ionisation d’un atome doit se faire selon la règle de l’octet

L’atome de sodium Na perd son seul électron de valence et devient l’ion sodium Na+ . L’ion Na+ est plus stable que l’atome Na parce qu’il a un octet sur sa couche périphérique.

Les configurations électroniques de l’atome Na et de l’ion Na+ La configuration électronique de l’atome de sodium (Z = 11) est Na : (K)2 (L)8 (M)1 Le néon (Z = 10) est le gaz rare le plus proche du sodium dans le tableau périodique. Sa configuration électronique est Ne : (K)2 (L)8 Donc, la configuration électronique condensée du sodium s’écrit Na : [Ne] (M)1 L’atome Na perd son électron de valence de la couche M pour donner l’ion Na+ ayant la configuration électronique stable du néon. Na+ : [Ne]

Remarquez les charges électriques!

Qu’avez-vous observé? La couche périphérique de l’atome de chlore (Z = 17) contient 7 électrons de valence. Pour devenir un ion chlorure, il est plus facile à cet atome de gagner (de capturer) 1 électron que de perdre ses 7 électrons de valence pour respecter la règle de l’octet. L’ion chlorure contient 8 électrons sur sa couche périphérique et devient stable comme l’atome d’argon (Z = 18), le gaz rare le plus proche de lui.

L’atome de chlore gagne 1 électron et devient un ion chlorure Cl- L’ion chlorure Cl- est plus stable que l’atome de chlore. Savez-vous pourquoi? Remarquez les 8 électrons (un octet) sur sa couche périphérique.

Les configurations électroniques La configuration électronique du chlore (Z = 17) est Cl : (K)2 (L)8 (M)7 L’argon (Z = 18) est le gaz rare le plus proche du chlore dans le tableau périodique, sa configuration électronique est Ar : (K)2 (L)8 (M)8 L’ion chlorure Cl- (Z = 17, le nombre de protons ne change pas). Sa configartion électronique est celle de l’argon Cl- : (K)2 (L)8 (M)8 La couche périphérique de l’ion chlorure respecte la règle de l’octet.

L’ion chlorure L’ion chlorure Cl-

Règles Règles importantes à ne pas oublier!!! Lorsqu’on forme un ion, on ne change jamais le nombre de protons (Z) présents dans le noyau. C’est ce nombre de protons qui identifie l’élément. La formation d’un ion ne modifie pas le noyau. Le nombre de protons et de neutrons reste le même. Lorsqu’on forme un ion, on change le nombre d’électrons périphériques ou électrons de valence en sorte de respecter la règle de l’octet. Un ion est plus stable que son atome de départ.

La règle de « duet » http://www. nrc-cnrc. gc. ca/docs/education/pte_f L’hélium (Z = 2) est un gaz rare. Sa configuration électronique est He : (K)2 . L’atome d’hélium est très stable. Sa couche K est saturée avec deux électrons. Ces deux électrons sont appelés « duet ». Le duet pour l’hélium est comme l’octet pour les autres gaz rares. Dans le tableau périodique, les éléments les plus proches de l’hélium s’ionisent en respectant la règle de duet. Ces éléments sont le lithium Li (Z = 3), Le béryllium Be (Z = 4) et le bore B (Z = 5). L’hydrogène sera considéré à part.

La règle de « duet » et le lithium Li http://www. nrc-cnrc. gc L’atome de lithium (Z = 3) contient 3 protons (3 charges positives) et 3 électrons (3 charges négatives). Sa charge totale = (+3) + (-3) = 0. L’atome est neutre. La configuration électronique du lithium Li : (K)2 (L)1. Le lithium appartient au groupe 1 ou 1A (1 électron de valence) et à la période 2 (2 couches). L’atome de lithium perd son seul électron de valence pour donner l’ion lithium ayant une seule charge positive. Il a un proton de plus que des électrons. Son équation d’ionisation : Li Li+ + 1e- (lire la flèche «« donne »»)

La règle de « duet » et le béryllium Be http://www. nrc-cnrc. gc L’atome de béryllium (Z = 4) contient 4 protons (4 charges positives) et 4 électrons ( 4 charges négatives). Sa charge totale = (+4) + (-4) = 0. L’atome est neutre. La configuration électronique du béryllium Be : (K)2 (L)2. Le béryllium appartient au groupe 2 ou 2A (2 électrons de valence) et à la période 2 (2 couches). L’atome de béryllium perd ses 2 électrons de valence pour donner l’ion béryllium ayant 2 charges positives. Il a 2 protons de plus que des électrons. Son équation d’ionisation : Be Be2+ + 2e- (lire la flèche «« donne »»)

La règle de « duet » et le bore B http://www. nrc-cnrc. gc L’atome de bore (Z = 5) contient 5 protons (5 charges positives) et 5 électrons (5 charges négatives). Sa charge totale = (+5) + (-5) = 0. L’atome est neutre. La configuration électronique du bore Be : (K)2 (L)3. Le bore appartient au groupe 13 ou 3A (3 électrons de valence) et à la période 2 (2 couches). L’atome de bore perd ses 3 électrons de valence pour donner l’ion bore ayant 3 charges positives. Il a 3 protons de plus que des électrons. Son équation d’ionisation : B B3+ + 3e- (lire la flèche «« donne »»)

Le cas de l’hydrogène H (Z = 1) L’atome d’hydrogène (Z = 1) contient 1 proton (1 charge positive) et 1 électron (1 charge négative). Sa charge totale = (+1) + (-1) = 0. L’atome est neutre. La configuration électronique de l’atome H : (K)1. Selon les conditions expérimentales, l’atome peut : perdre son seul électron de valence pour donner l’ion hydrogène H+ ayant une seule charge positive. Cet ion est un proton. L’équation d’ionisation : H H+ + 1e- - gagner un électron et avoir la configuration électronique de l’hélium. L’équation d’ionisation : H + 1e- H- (H- s’appelle ion hydrure)

Les solides ioniques De nombreux cristaux sont constitués d’ions ( sel, sulfate de cuivre…). Ces cristaux étant électriquement neutres, ils sont nécessairement constitués de cations et d’anions : le sel est un cristal de chlorure de sodium (ions chlorure Cl- et sodium Na+).

2) Conduction électrique des solides ioniques. On réalise l’expérience suivante : Bloc de sel (chlorure de sodium)

Observation : Les cristaux de chlorure de sodium ne conduisent pas le courant électrique Interprétation: Dans le chlorure de sodium solide, les ions Na+ et Cl- ne peuvent pas se déplacer car ils sont rigidement liés.

Conclusion: Dans un cristal ionique, les ions ne peuvent pas se déplacer. Un cristal ionique n’est donc pas un conducteur électrique.

3) Dissolution d’un cristal ionique dans l’eau Lorsque les cristaux ioniques sont au contact de l’eau, ils peuvent se dissoudre : les ions deviennent alors indépendants, libres de se déplacer et un courant électrique peut circuler.

Solide moléculaire Formés de molécules neutres(pas d’ions) Formés d’atomes non métalliques seulement, Ex. le sucre de canne (C12H12O11). Le point de fusion est plus faible; La dissolution concerne le bris du lien intermoléculaire pour se lier à l’eau.