La cohésion des solides leur dissolution dans un solvant

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1 La cohésion des solides leur dissolution dans un solvant
Chapitre C11 (livre p200 et p218) La cohésion des solides et leur dissolution dans un solvant I- Les solides moléculaires : Activité expérimentale et documentaire N°1 à coller 1 1

2 En mouvement constant et molécules en contact.
1-Les états de la matière et les changements d’état physique (ou transformation physique) : En mouvement constant et molécules en contact. Empilement régulier et vibration autour d’une position d’équilibre. En mouvement constant et molécules « très éloignés ». Liquide Solide Gaz

3 1-Les états de la matière et les changements d’état physique (ou transformation physique) :

4 2- Mesure de l’énergie de fusion de la glace en observant la fonte d’un glaçon :
- Mesure Veau = 400 mL à température ambiante, introduis-la dans le calorimètre. - Mesure la température initiale de l’eau dans le calorimètre θi = …… - Mesure la masse d’un étui en plastique m1 = ……………………… - Prélève deux glaçons dans un cristallisoir contenant de l’eau à 0°C. Essuie-les rapidement avec du papier absorbant, puis introduis-les rapidement dans l’étui à plastique. Ferme-le hermétiquement et introduis-le dans le vase du calorimètre. - Observe le contenu de l’étui. Lorsque le dernier cristal de glace disparaît, note la température finale θf = ……………… - Essuie l’étui et pèse-le encore rempli. Note sa masse m2 = …………… Calorimètre

5 Evolution de la température de fusion Les forces de Van der Waals
3- Les forces intermoléculaires : interactions de Van der Waals et liaison hydrogène Evolution de la température de fusion On considère les éléments des lignes 2 à 5 de la classification périodique, contenues dans les colonnes 14 à 17.Tous ces éléments peuvent former des molécules avec l’hydrogène. On représente le graphique température de fusion en fonction du numéro de ligne n pour chaque colonne. Les forces de Van der Waals Johannes Diederik Van der Waals, physicien néerlandais ( ), a réalisé des recherches relatives aux interactions entre les molécules. Il a obtenu le prix Nobel de physique en 1910 pour ses travaux sur les forces de cohésion à courte distance. Au sein de la matière, les nuages électroniques des atomes exercent les uns sur les autres des interactions électromagnétiques : les interactions de Van der Waals. La liaison hydrogène Dans les composés comportant des liaisons O-H, N-H et F-H, il y a possibilité d’établir une « liaison hydrogène » entre un atome d’hydrogène lié à un atome O, N ou F et un autre atome O, N ou F. On représente cette liaison par des pointillés entre l’atome d’hydrogène et l’atome O, N ou F avec lequel il n’y a pas de liaison covalente.

6 Cours : - Un solide moléculaire est un empilement régulier de molécules dans l’espace. - Pendant le changement d’état d’un corps pur (T = Cste), il passe à un état moins ordonné en recevant de l’énergie ; il passe à un état plus ordonné en cédant de l’énergie. La cohésion des solides moléculaires est assurée par :  les interactions de Van Der Waals, qui sont d’autant plus importantes que les molécules sont volumineuses.  les liaisons hydrogène (uniquement si la molécule a des atomes O, N et F), qui sont plus fortes que les interactions de Van de Waals. - Plus les interactions intermoléculaires sont importantes, plus les températures de changement d’état sont élevées.

7 II- Les solides ioniques :
Activité documentaire N°2 p202 Cours : - Un solide ionique est un empilement régulier d’anions (ions chargés -) et de cations (ions chargés +) dans l’espace formant un ensemble électriquement neutre. - La cohésion des solides ioniques est assurée par une interaction électrostatique selon la loi de Coulomb : l’attraction cation/anion l’emporte sur la répulsion c/c ou a/a. Les interactions sont plus fortes pour la cohésion des solides ioniques que pour celle des solides moléculaires (θfus(NaCl) >> θfus(Cl2) et θéb(NaCl) >> θéb(Cl2)).

8 III- La dissolution des solides :
Activité expérimentale N°3 à coller 1- Dissolution d’un solide ionique dans l’eau : de l’échelle microscopique à l’échelle macroscopique Dislocation (ou dissociation) Solvatation (ou hydratation) et dispersion Mise en solution d’un solide ionique dans l’eau Animation

9 2- Dissolution d’un solide ionique : concentration en soluté apporté C et concentration effective des ions [X] Schéma Consignes - Verser la coupelle dans une fiole jaugée de volume adapté avec un entonnoir. - Rincer la coupelle et l’entonnoir pour entraîner tout le solide dans la fiole. - Placer une coupelle sur la balance allumée. - Appuyer sur le bouton « tare » pour afficher 0,0 g. - Peser la masse m de soluté. - Compléter jusqu'au trait de jauge avec de l'eau distillée. - Agiter en retournant complètement la fiole jaugée. - Remplir à moitié la fiole jaugée avec de l’eau distillée. - Boucher puis agiter jusqu’à dissolution complète du solide. 2 1 4 3

10 [Cp+] = nC+ = xC et [Aq-] = nA- = yC
Cours : A partir de l’équation de dissolution d’un solide ionique : CxAy (s)  xCp+ (aq) + yAq- (aq) on peut définir la concentration effective en ions à partir de la concentration en soluté apporté C : [Cp+] = nC+ = xC et [Aq-] = nA- = yC V V Pour avoir une solution électriquement neutre, on constate que [Cp+] = x[Aq-] y

11 IV- La polarité d’un solvant :
1- Une propriété : la polarité d’une molécule Activité documentaire N°3 1- Que prouve l’expérience du filet d’eau ou de cyclohexane ? 2- Représente l’hydratation d’un cation et d’un anion.

12 IV- La polarité d’un solvant :
1- Une propriété : la polarité d’une molécule Activité documentaire N°3 - + Hydratation 1- Que prouve l’expérience du filet d’eau ou de cyclohexane ? 2- Représente l’hydratation d’un cation et d’un anion. 3- Quelle est l’interaction prédominante qui peut expliquer l’orientation de la molécule d’eau, attractive ou répulsive ? Place des charges partielles δ+ et δ– sur les molécules d’eau.

13 2δ- δ+ δ+ - δ+ 2δ- + δ+ 3- Quelle est l’interaction prédominante qui peut expliquer l’orientation de la molécule d’eau, attractive ou répulsive ? Place des charges partielles δ+ et δ– sur les molécules d’eau.

14 4- Comment expliques-tu les charges sur O et H à partir de l’électronégativité Χ des éléments du tableau périodique ? 5- Représente la formule de Lewis de l’eau et du dioxyde de carbone en tenant compte de la géométrie, place les charges partielles et les centres géométriques (isobarycentre) G+ et G-. Indique si ces molécules sont polaires ou apolaires.

15 2- La solubilité d’un soluté dans un solvant et la miscibilité des solvants :
Activité expérimentale et documentaire N°4 p220 Sulfate de cuivre CuSO4 Diiode I2 1- Quel est l’aspect du mélange dans les éprouvettes ? Que peut-on en conclure sur les solvants entre eux ? 2- Dans quel solvant le sulfate de cuivre est-il très soluble ? Dans quel solvant est-il non(ou peu) soluble ? Acétate d’éthyle Eau 3- Même question pour le diiode. 4- Déduis-en les solvant polaires et les solvants apolaires (non-polaires). Dichlorométhane

16 Cours : - L’électronégativité Χ d’un atome traduit sa capacité à attirer à lui le doublet d’électron d’un liaison dans laquelle il est engagé. - Dans une liaison A-B, si B est plus électronégatif que A, alors le doublet liant est plus proche de B que de A. Donc, B possède une charge partielle δ- et A δ+. La liaison A-B est polarisée. Une molécule est polaire si elle possède un centre géométrique G+ (isobarycentre des charges partielles δ+) et un centre géométrique G- (charges partielles δ–) qui ne se confondent pas. Sinon, elle est apolaire.