Chimie 1 : la mesure en chimie Chapitre 2 : solutions électrolytiques.

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1 Chimie 1 : la mesure en chimie Chapitre 2 : solutions électrolytiques

2 1. Solide ionique 1.1. Structure Un solide (ou cristal) ionique est une espèce chimique : constituée danions (ions chargés négativement) et de cations (ions chargés positivement). électriquement neutre : les charges négatives des anions et les charges positives des cations se compensent. où les anions et les cations présentent une structure ordonnée et régulière dans lespace. La formule statistique indique la nature et la proportion des ions présents sans en mentionner les charges. Ex : NaCl(s), CaF 2 (s)

3 1.2. Cohésion La cohésion du solide ionique est due à linteraction coulombienne attractive entre chaque ion et ses plus proches voisins de charges opposées.

4 2. Polarité dune molécule 2.1. Lewis activité

5 2.2. Electronégativité Lélectronégativité dun élément mesure son aptitude à attirer vers lui les électrons qui le lient avec un autre élément. Plus cette électronégativité est élevée plus lélément attire les électrons. Lélectronégativité est liée à la position de lélément dans le tableau périodique : elle augmente de gauche à droite dans une même ligne et de bas en haut dans une même colonne. elle est nulle pour les gaz nobles qui ne font pas de liaisons chimiques avec dautres atomes. Les atomes très électronégatifs captent facilement des électrons, donnent des ions négatifs (en haut à droite du tableau périodique). Les atomes peu électronégatifs perdent facilement des électrons, donnent des ions positifs (en bas à gauche du tableau périodique). Tableau doc.11p.29

6 Ex. Le chlorure dhydrogène Les deux électrons du doublet liant entre H et Cl ont tendance à se rapprocher de latome de chlore et à séloigner de latome H. On dit que lélément chlore est plus électronégatif que lélément hydrogène. On modélise cette propriété par la notation : - e (charge partielle négative) sur latome le plus électronégatif. + e (charge partielle positive) sur latome le moins électronégatif. La liaison entre les 2 atomes est dite polarisée.

7 2.3. Centre de symétrie des charges partielles positives et négatives dans une molécule On peut considérer quune molécule est équivalente à deux charges ponctuelles situées respectivement aux centres de symétrie des charges partielles positives et des charges partielles négatives. Ex. Placer le centre de symétrie des charges partielles positives et négatives pour HCl: Schéma équivalent de HCl: On dit que HCl est équivalent à un dipôle électrostatique.

8 2.4. Molécules polaires : Ce sont des molécules équivalentes à un dipôle électrostatique ( 2 charges opposées à très faible distance lune de lautre) que lon représente par :

9 2.5. Molécules non polaires ou apolaires Ce sont soit : Les molécules qui nont pas de liaisons polarisées car les atomes ont la même électronégativité. Ex. toutes les di- (O 2, H 2, Cl 2 …) Les molécules dont les centres de symétrie des charges partielles positives et négatives sont confondus. Ex. CO 2

10 Molécules polaires ou apolaires ?

11 O H H + + -2 O H H +2 OHH + + -2 Le centre de symétrie des charges + et – est confondu Le centre de symétrie des charges + et – est différent

12 3.Solutions aqueuses électrolytiques 3.1. Définition Une solution est obtenue par dissolution dun soluté dans un solvant. Lorsque la solution obtenue contient des ions, elle est dite ionique ou électrolytique, et conduit le courant électrique. Un soluté permettant dobtenir une solution ionique est un électrolyte. Lélectrolyte peut être : un solide ionique (NaCl(s), CuSO 4 (s), … un composé moléculaire avec des molécules polaires (HCl(g), H 2 SO 4 (l), …)

13 3.2. Dissolution dun électrolyte dans leau 3.2.1 Dissociation ou dislocation doc 16p.31 Pour les solides ioniques : Les molécules deau affaiblissent les interactions entre les ions du cristal car elles exercent des forces électriques. Les anions se séparent des cations. Pour les composés moléculaires polaires: Ils interagissent avec les molécules d'eau en formant des liaisons intermoléculaires ou liaisons hydrogène car elles se forment principalement entre les atomes d'hydrogène et des atomes très électronégatifs (F, O, Cl, N). Les liaisons hydrogène affaiblissent les liaisons intramoléculaires du composé moléculaire qui finit par se rompre, cest la dissociation en ions.

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15 3.2.2 Solvatation doc 17p31 Les ions ainsi libérés sentourent de molécules deau par interaction électrostatique, cest la solvatation. Si le solvant est de leau, on parle aussi dhydratation. Pour rappeler que les ions Na + et Cl - sont solvatés (liés à des molécules deau) on les écrira Na + (aqueux) ou plus simplement Na + (aq).

16 3.2.3 Dispersion doc 18p32 Les ions solvatés diffusent (ou se dispersent) dans toute la solution (plus rapidement avec une agitation), la solution devient homogène.

17 3.2.4 conclusion

18 3.3. Cas de lion hydrogène H + H + est appelé proton car cest un atome dhydrogène qui a perdu son unique électron. Un ion est donc entouré de plusieurs molécules d'eau dans une solution aqueuse. Plus l'ion sera petit, plus l'intensité de la force dattraction électrostatique entre lion et chaque molécule deau sera élevée. Le plus petit ion, H + peut s'associer par une véritable liaison chimique à une molécule d'eau pour former l'ion oxonium lui-même solvaté par des molécules d'eau. Lion H + en solution aqueuse sera noté H + (aq) ou H 3 O + (aq) car H + (aq)+H 2 O (l) H 3 O + (aq)

19 livre, doc19p :32

20 3.4. Équation chimique de la dissolution La dissolution dun électrolyte est une transformation chimique, on peut donc lui associer une équation chimique : Exemples :

21 4. Concentrations molaires 4.1. Concentration molaire du soluté apporté avec C : concentration molaire en mol/L, n : quantité en mol et V(solution): volume de la solution en L. Attention !!! le volume de la solution obtenue est généralement différent du volume de solvant car lq on ajoute du soluté, il y a une variation de volume !!!

22 4.2. Concentration molaire des espèces présentes dans la solution Lors de la dissolution despèces chimiques le soluté est souvent dissocié et donc ne se trouve plus présent dans la solution obtenue. Par contre des espèces chimiques "nouvelles" apparaissent. On emploie une notation différente pour la concentration des espèces chimiques réellement présentes dans une solution : on place le symbole de lespèce chimique entre crochets [X]. avec [X] : concentration molaire en mol/L, n : quantité en mol et V(solution): volume de la solution en L.

23 Ex. On dissout du chlorure de fer III dans leau, on obtient une solution aqueuse de chlorure de fer (III) dont la concentration en soluté apporté est C = 1,0.10 -3 mol.L -1. Calculer la concentration en ions Fe 3+ (aq) et Cl - (aq) ? Équation de dissolution du chlorure de fer (III) : FeCl 3 (s) Fe 3+ (aq) + 3Cl - (aq)

24 FeCl 3 (s) Fe 3+ (aq) +3Cl - (aq) E.I.n (FeCl 3 (s))00 En coursn (FeCl 3 (s)) – XX3X E.F.0n (FeCl 3 (s))3n (FeCl 3 (s))