Dissolution et solvatation Chapitre 14 : Dissolution et solvatation Les objectifs de connaissance : Comprendre la dissolution d’un composé ionique dans un solvant ; Comprendre la dissolution d’un composé moléculaire dans un solvant ; Savoir que la matière se conserve au cours d’une dissolution ; Savoir qu’une solution est électriquement neutre ; Faire la distinction entre concentration molaire en soluté apporté et concentrations effectives. Les objectifs de savoir-faire : Prévoir si un solvant est polaire ; Écrire et exploiter l’équation de dissolution d’un solide ionique ; Préparer une solution ionique de concentration donnée en ions. Thème : COMPRENDRE Domaine : Cohésion et transformation de la matière

Définitions : (Rappels) 1. Les solvants Voir TP n°16 : «  Comment préparer une solution par dissolution d’un solide ionique » Définitions : (Rappels) Une solution est obtenue par dissolution d’un soluté (ionique ou moléculaire) dans un solvant ; Lorsque le solvant est l’eau, on parle de solution aqueuse ; Une solution électrolytique est une solution contenant des ions : elle est électriquement neutre mais conduit le courant électrique. 2 + La molécule de cyclohexane est constituée uniquement de liaisons C  H très peu polarisées et la molécule étant symétrique, elle est apolaire.  Le cyclohexane est un solvant apolaire. La molécule d’eau possède un moment dipolaire non nul : c’est une molécule polaire.  L’eau est un solvant polaire. La molécule d’éthanol possède des liaisons C  O et O  H polarisées : la molécule d’éthanol est une molécule polaire.  L’éthanol est un solvant polaire.

A RETENIR : Un solvant constitué de molécules polaires est un solvant polaire ; Un solvant constitué de molécules apolaires est un solvant apolaire. Remarque : les solvants organiques Les liaisons C  H des molécules formées uniquement d’atomes de carbone et d’hydrogène sont très peu polarisées, même en l’absence de symétrie dans la molécule. C’est pourquoi on admettre que les solvants hydrogénocarbonés (formés par des molécules ne comportant QUE des atomes de carbone et d’hydrogène) sont des solvants apolaires. Applications : Expérience du filet d’eau

Interprétation : supposons que la règle (qu'on frotte sur un morceau de tissus) soit chargée négativement. Les molécules d'eau, à l'approche de la règle, auront tendance à s'orienter de façon à ce que les charges positives s'en approchent. Puisque les charges de signes contraires s'attirent, le jet d'eau se courbe (les molécules d’eau sont attirées). Le four microondes Les microondes, générées par un courant alternatif, sont des ondes électromagnétiques qui oscillent à une fréquence prédéterminée et agissent sur des molécules dont la répartition des charges n'est pas équilibrée. L'eau, présente dans la plupart des aliments, réagit à la présence de ces ondes en s'alignant dans le champ électrique ainsi créé. Puisque l'orientation du champ électrique alterne, la molécule d'eau change constamment de direction et tourne donc sur elle-même. Les faibles liaisons entre les molécules d'eau se défont et se refont, ce qui dégage de l'énergie, sous forme de chaleur, bien entendu. 2. Dissolution d’un solide ionique 2.1. Les étapes d’une dissolution Voir TP n°17 : «  comment préparer une solution par dissolution d’un solide ionique »

La dissolution d’un composé ionique dans l’eau (solvant) comprend trois étapes :

Remarque : La dissolution d’un solide ionique dans un solvant polaire ( eau) se déroule aussi selon les trois mêmes étapes : Exemple :  : La couleur rouge des la solution aqueuse est due aux ions cobalt hydratés (Co2+(aq)) ;  : La couleur bleue-foncé de la solution alcoolique est due à la solvatation des ions cobalt par l’éthanol (Co2+(solv)).   A RETENIR : Les solides ioniques sont très solubles dans les solvants polaires : ils s’entourent de molécules de solvant et sont solvatés (hydratés lorsque le solvant est l’eau). 2.2. Équation d’une réaction de dissolution dans l’eau

AaBb (s) a Ab+(aq) + b Ba(aq) Définition : Soit AaBb (s) un solide ionique constitué de cations Ab+ et d’anions Ba. L’équation de la réaction de dissolution dans l’eau du solide s’écrit : AaBb (s) a Ab+(aq) + b Ba(aq) (Les ions hydratés sont notés avec le symbole (aq) en indice) A RETENIR : Au cours d’une dissolution, il y a conservation de la matière et du nombre de charges. Exemples : en jaune : fluor en blanc : calcium Nom du solide ionique Formule chimique du solide ionique Équation de la réaction de dissolution Chlorure de sodium (sel de table) Fluorure de calcium (fluorine) Permanganate de potassium en rouge : chlore en vert : sodium NaCℓ(s) NaCℓ(s)  Na+(aq) + Cℓ(aq) CaF2 (s) CaF2 (s)  Ca2+(aq) + 2F(aq) KMnO4 (s) KMnO4 (s)  K+(aq) + MnO4(aq) Exercice : n°11 p180

Équation de la réaction Remarques : Cas particulier de l’ion hydrogène (H+) : (dissolution du gaz HCℓ) Le proton H+ (ou ion hydrogène) s'associe avec une molécule d'eau par une véritable liaison pour former l'ion oxonium H3O+ : HCℓ (g)  H+ + Cℓ-(aq) H+ + H2O(ℓ)  H3O+(aq) HCℓ (g) + H2O(ℓ)  H3O+(aq) + Cℓ(aq) Cet ion oxonium est lui-même hydraté (solvaté dans le cas d’un autre solvant que l’eau). La réaction inverse d’une réaction de dissolution s’appelle une réaction de précipitation : Équation de la réaction de précipitation Formule chimique du solide ionique formé Nom Permanganate de potassium Oxyde de fer II (ou oxyde ferreux) Oxyde de fer III (ou oxyde ferrique ou rouille) K+(aq) + MnO4(aq)  KMnO4 (s) KMnO4 (s) Fe2+(aq) + O2(aq)  FeO(s) FeO(s) 2Fe3+(aq) + 3O2(aq)  Fe2O3 (s) Fe2O3 (s)

AaBb (s)  a Ab+(solv) + b Ba(solv) 2.3. Les solutions ioniques (ou électrolytiques) Une solution ionique (ou électrolytique) est une solution contenant des ions : un solide ionique se dissout dans le solvant en libérant les ions qui le compose lors d’une réaction de dissolution (ou une solvatation). AaBb (s)  a Ab+(solv) + b Ba(solv)  Il se forme alors la solution ionique (a Ab+ + b Ba) ou (a Ab+(solv) + b Ba(solv)). A RETENIR : La solution ionique porte le même nom que le solide ionique dont elle est issue : on commence toujours par nommer l’anion (ion négatif) ; Une solution ionique est toujours électriquement neutre : elle contient autant de charges positives que de charges négatives. L’écriture de la formule d’une solution ionique doit donc respecter cette électroneutralité. Exercice : n°12 p180

3. Concentration d’un ion en solution (Voir TP n°17) Exemples : Nom de la solution Formule chimique de la solution Ions présents Couleur Solution de chlorure de sodium Incolore Solution de permanganate de potassium Violette Solution de sulfate de potassium Solution de sulfate de cuivre (II) Bleue Na+ : ion sodium Cℓ : ion chlorure (Na+ + Cℓ) K+ : ion potassium MnO4: ion permanganate (K+ + MnO4) K+ : ion potassium SO42: ion sulfate (2K+ + SO42) Cu2+ : ion cuivre (II) SO42: ion sulfate (Cu2+ + SO42) 3. Concentration d’un ion en solution (Voir TP n°17) 3.1. Concentration molaire en soluté apporté Définition : (Rappel) La concentration molaire c d'une espèce chimique X en solution (soluté) est la quantité de matière n(X) de cette espèce chimique présente dans un litre de solution :

3.2. Concentration molaire des ions en solution Définition : La concentration molaire d’un cation Ax+ ou d’un anion By , notée [Ax+] ou [By], est égale au quotient de la quantité de matière de l’ion, présente dans la solution, par le volume, Vsolution, de la solution : Remarques : La notation [X] ne peut être utilisée que pour une espèce réellement présente en solution ; Par exemple, lors de la mise en solution de cristaux de NaCℓ, le solide ionique se dissocie donc [NaCℓ] est une écriture incorrecte. Si c est la concentration molaire en soluté apporté de AaBb (s), alors, pour un volume V, on aura :

 À l’état final, tout le solide s’est dissout donc : n(AaBb)0 - xmax = 0  xmax = n(AaBb)0 Les concentrations des espèces chimiques en solution sont : la concentration effective en ions Ab+(aq) est :   la concentration effective en ions Ba–(aq) est :  Exemple : préparation d’une solution de chlorure de fer (III) ( TP n°13)

Équation de dissolution FeCl3 (s)  Fe3+(aq) + 3 Cℓ–(aq) État du système Avancement (mol) n(FeCℓ3) n(Fe3+) n(Cℓ) État initial x = 0 n(S) = c  V État intermédiaire x État final xmax n(S) – x x 3x n(S) – xmax xmax 3xmax  À l’état final, tout le solide s’est dissout donc : n(S) - xmax = 0  xmax = n(S) = n(FeCℓ3)0. Concentrations des espèces chimiques : Fe3+(aq) Cℓ–(aq) FeCl3 Commentaire(s)  Préparer une volume Vsol = 1 L d’une solution de concentration en ions chlorure égale à [Cℓ] = 7,8  102 mol.L1 revient à dissoudre une masse m de chlorure de fer (III) hexahydraté (FeCl3, 6 H2O) de : m = n(S)  M(FeCl3, 6 H2O) 

AaBb (s)  a Ab+(aq) + b Ba–(aq) En résumé : AaBb (s)  a Ab+(aq) + b Ba–(aq) eau Concentration en soluté apporté : Concentration des ions en solution : n(AaBb)0 en mol m(AaBb)0 en g Vsol en L M(AaBb) en g.mol1 c(AaBb) en mol.L1 n(Ab+) et n(Ba) en mol Vsol en L [Ab+] et [Ba] en mol.L1

X(s) X(aq) 4. Dissolution d’un composé moléculaire (Voir TP n°16) De même que pour un solide ionique, l’équation de la réaction de dissolution du solide moléculaire s’écrira : (Les molécules hydratées sont notés avec le symbole (aq) en indice) X(s) X(aq) Ex. : I2(s) I2(aq) Exercice : n°18 p181 4.1. Dissolution d’un soluté polaire dans un solvant polaire Lors de la dissolution d’un soluté polaire dans un solvant polaire, il s’établit des interactions électrostatiques de type Van der Waals entre les molécules du solvant et celles du soluté. Exemple : les molécules d’acétone (polaires) se dissolvent bien dans les molécules d’eau (polaires). (Acétone)

Parfois, en plus des interactions qui ont inévitablement lieu entre les molécules polaires de soluté et les molécules polaires de solvant, il se crée des liaisons hydrogène, entre les molécules du solvant et celles du soluté. Exemple : le saccharose (sucre de table), molécule polaire (groupements « OH »), est très soluble dans l’eau (polaire). C12H22O11 (s) C12H22O11 (aq) À RETENIR : Les solutés moléculaires polaires sont solubles dans les solvants polaires ; La solubilité d’un soluté polaire dans un solvant polaire est favorisée lorsque des liaisons hydrogène s’établissent entre les molécules de soluté et de solvant. Exercices : n°16 & n°17 p181 4.2. Dissolution d’un soluté apolaire dans un solvant apolaire

La molécule de diiode I2, peu soluble dans l’eau (tube a ci-contre), est très soluble dans le cyclohexane C6H6 (tube b ci-contre), solvant apolaire. À RETENIR : Les solutés moléculaires apolaires ou peu polaires sont (généralement) solubles dans les solvants apolaires. Remarque : les molécules tensioactives (un composant des détergents et des savons) Les savons sont des sels de sodium d’acides carboxyliques à longue chaîne, tel que l’octanoate (représenté ci-dessous). Les anions (ions négatifs) des ces molécules possèdent à la fois une tête polaire hydrophile et une chaîne hydrocarbonée apolaire hydrophobe. On parle de molécules amphiphiles. Octanoate de sodium Micelle

C’est cette double aptitude qui permet aux molécules de détergent de dissoudre les graisses dans l’eau. Les chaînes apolaires plongent dans la goutte de graisse en formant une sphère, appelée micelle, dont la structure tridimensionnelle tend à minimiser les interactions hydrophobes. Les « têtes ioniques » restées en surface assurent par ailleurs la solubilité de l’ensemble dans l’eau. En résumé : Les composés polaires Par exemple le saccharose C12H22O11 Les solvants polaires par exemple l’eau H20 Se dissolvent dans Ne se dissolvent pas dans Les composés non polaires Par exemple le diiode I2 Les solvants non polaires Par exemple le benzène C6H6 Se dissolvent dans

5. Extraction d’une espèce chimique (Voir TP n°16) 5.1. Solubilité d’une espèce chimique Définition : La solubilité d’un soluté (composé ionique ou moléculaire) dans un solvant correspond à la quantité de matière maximale de l’espèce que l’on peut dissoudre (ou dissocier) dans un litre de solvant. Elle se note, en général, s et s’exprime en mole par litre (symbole : mol.L–1). La solution ainsi obtenue est alors saturée. Remarques : Il est fréquent d’exprimer la solubilité en gramme par litre (symbole : g.L–1). Une substance est considérée comme soluble dans un solvant si elle se dissout suffisamment pour donner une concentration ionique supérieure à 0,1 mol.L–1, à température ambiante. 5.2. Extraction par solvant (ou « liquide-liquide ») d’une espèce chimique Principe : (rappel de seconde) Il s’agit de transférer spontanément une espèce chimique d’un solvant, où elle est peu soluble, vers un solvant (dit solvant « extracteur ») où elle est plus soluble. Le solvant extracteur doit respecter les propriétés suivantes : L’espèce chimique à extraire doit être la plus soluble possible dans le solvant extracteur ; Le solvant extracteur ne doit pas être miscible au solvant où se trouve l’espèce chimique à extraire ; Le choix du solvant extracteur doit respecter les règles de sécurité et d’environnement.

Protocole expérimental : (cas d’un solvant extracteur moins dense que l’eau) Exercices : n°22 p182 et n°20 p182 (niveau 2)