COMPRENDRE LOIS ET MODELES.

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1 COMPRENDRE LOIS ET MODELES

2 Ch 10 : Dissolution des composés ioniques ou moléculaires

3 I) Molécule polaire Étudions de plus près la molécule de chlorure d’hydrogène : H - Cl Le doublet d’électrons qui lie les atomes H et Cl n’est pas partagé équitablement entre ces deux atomes Il sera plus proche de l’atome de chlore, plus avide en électron que l’atome d’hydrogène. On dit que l’atome de chlore est plus électronégatif que l’atome d’hydrogène. L’électronégativité est une grandeur traduisant l’aptitude d’un atome à attirer le doublet d’électrons dans une liaison covalente. Apparition d’une charge partielle négative δ- sur l’atome de chlore et d’une charge partielle positive δ+ sur l’atome d’hydrogène

4 I) Molécule polaire La molécule de chlorure d’hydrogène constitue un dipôle électrique, formé par les deux charges partielles. La liaison H – Cl est polarisée. Elle est notée Hδ Cl δ- On dit que la molécule est polaire Exemple d’un solide constitué de molécules polaires: le chlorure d’iode. L’élément chlore est plus électronégatif que l’iode. D’où Iδ Cl δ-

5 II) Polarité d’un solvant
1°) Rappel Une solution est obtenue par dissolution d’un soluté , ionique ou moléculaire, dans un solvant . Quand le solvant est l’eau, la solution obtenue est une solution aqueuse. 2°) Les solvants polaires 2δ- Exemple de la molécule d’eau δ- δ- O Géométrie : coudée G- O plus électronégatif que H Donc la liaison est polarisée G+ : centre géométrique des charges positives; G- : centre géométrique des charges négatives. δ+ δ+ H H G+

6 II) Polarité d’un solvant
2°) Les solvants polaires Le centre géométrique G- et le centre géométrique G+ ne coïncident pas. La molécule est polaire. Autre exemple: l’éthanol. La présence d’atomes d’électronégativités différentes est une condition nécessaire mais non suffisante. La polarité dépend aussi de sa géométrie. 2δ- O G- δ+ δ+ H H G+

7 II) Polarité d’un solvant
3°) Les solvants apolaires Les molécules organiques formées uniquement d’atomes de carbone et d’hydrogène, d’électronégativités voisines, sont apolaires (liaisons C - H très faiblement polarisées) Ex : La molécule de cyclohexane C6H12. (molécule symétrique) Le tétrachlorométhane CCl4 Liaisons C – Cl polarisées mais la géométrie de la molécule tétraédrique régulière impose une juxtaposition des centres géométriques. Molécule apolaire donc solvant apolaire (constitué de molécules apolaires).

8 III) Dissolution d’un solide ionique dans l’eau
Les solides ioniques ne se dissolvent pas dans un solvant apolaire. La polarité du solvant joue un rôle important dans les 3 étapes de la dissolution. 1°) La dissociation du solide ionique Les cations du solide sont attirés par les pôles négatifs de la molécule d’eau (O2-) et les anions par les pôles positifs. 2°) L’hydratation des ions Les ions passent en solution et s’entourent de molécules d’eau  hydratation 3°) Dispersion des ions Les ions se dispersent dans l’eau; ils s’éloignent les uns des autres 4°) Equation de dissolution Exemple : FeCl3(s)  Fe3+(aq) + 3 Cl-(aq) NaCl(s)  Na+(aq) + Cl-(aq) CoCl2(s)  Co2+(aq) + 2 Cl-(aq)

9 IV) Dissolution d’un composé moléculaire dans un solvant
1°) Dissolution d’un soluté polaire dans un solvant polaire Cette dissolution s’explique par les interactions de type Van der Waals et les liaisons hydrogène. Exemple: la dissolution du saccharose dans l’eau. 2°) Dissolution d’un soluté apolaire dans un solvant apolaire Les solutés apolaires sont généralement solubles dans des solvants apolaires

10 V) Concentration des ions en solution
1°) Concentration molaire en soluté apporté n(soluté) C = Vsolution 2°) Concentration molaire d’un ion en solution Elle est notée [ Mp+], exprimée en mol.L-1: quantité de matière d’ions Mp+ présente par litre de solution. n(Mp+) [Mp+] = Vsolution

11 V) Concentration des ions en solution
3°) Electroneutralité d’une solution Une solution ionique est électriquement neutre: la quantité de charges élémentaires positives (portées par les cations) est égale à la quantité de charges élémentaires négatives (portées par les anions) Exemple : Dans une solution contenant des ions sodium (porteurs d’une charge élémentaire positive) et des ions sulfate (porteurs de deux charges élémentaires négatives), il faut que la concentration en ions Na+ soit deux fois plus grande que celle des ions SO42- : [Na+] = 2 [SO42-]