La cohésion des solides
L'état solide est l'un des trois états de la matière. Parmi les solides, on peut distinguer les solides ioniques des solides moléculaires.
Les solides ioniques
Dans un solide ionique, les ions de charges opposées s'attirent. C'est ce qui assure sa cohésion.
Définition et formule des solides ioniques
Comme toute entité, les solides ioniques sont caractérisés par une formule.
Solide ionique
Un solide ionique (ou cristal ionique) est un empilement régulier de cations et d'anions dont la proportion globale assure la neutralité électrique du solide.
Le sel de cuisine (\ce{NaCl}) est un solide ionique constitué d'ions sodium \ce{Na+} et d'ions chlorure \ce{Cl^{–}} en proportions égales pour assurer la neutralité du sel.
Cristal de chlorure de sodium \ce{NaCl(s)} composé d'ions sodium \ce{Na+} (en bleu) et d'ions chlorure \ce{Cl-} (en vert)
La formule d'un solide ionique indique la nature et la proportion des ions présents. On parle de formule statistique, car elle doit rendre compte de la neutralité électrique du solide et elle commence toujours par la formule du cation. On indique son état (solide) par l'indice (s).
La formule statistique du fluorure de calcium, constitué d'ions calcium \ce{Ca^{2+}} et d'ions fluorure \ce{F^{-}}, est \ce{CaF_2(s)} car la neutralité électrique du solide impose une proportion deux fois plus importante d'ions fluorure \ce{F^{-}} que d'ions calcium \ce{Ca^{2+}}.
La cohésion des solides ioniques
Dans un solide ionique, les ions de charge opposée s'attirent, ce qui assure sa cohésion.
La cohésion d'un solide ionique est assurée par des forces de nature électrostatique entre les cations et les anions qui le constituent.
Dans le cristal de chlorure de sodium \ce{NaCl(s)}, il existe une interaction attractive entre chaque ion sodium \ce{Na+} et les ions chlorure \ce{Cl^{-}} qui l'entourent. Cette interaction l'emporte sur l'interaction répulsive avec les autres ions sodium \ce{Na+}.
Les solides moléculaires
Les solides moléculaires sont des solides constitués de molécules globalement neutres dont la cohésion est assurée par des interactions intermoléculaires.
Définition et formule des solides moléculaires
Parmi les solides, il existe aussi des solides dits moléculaires.
Solides moléculaires
Les solides moléculaires sont des solides constitués de molécules. Si l'arrangement des molécules est ordonné, ils sont cristallins, sinon ils sont amorphes.
- Dans la glace, l'arrangement des molécules d'eau est ordonné et régulier, donc il s'agit d'un cristal.
Cristal de glace
- Dans le verre, l'arrangement des molécules de silice \ce{SiO{2}} est désordonné et irrégulier, donc il s'agit donc solide amorphe.
Solide amorphe (verre)
La formule d'un solide moléculaire s'obtient en indiquant la formule de la molécule qui le compose, suivie de l'indice (s).
La formule d'un cristal de glace est \ce{H2O(s)}.
La cohésion des solides moléculaires
Bien que les molécules soient des entités électriquement neutres, elles exercent les unes sur les autres des interactions attractives : les interactions de Van der Waals et la liaison hydrogène.
Interactions de Van der Waals
Les interactions de Van der Waals sont des attractions électrostatiques de faible intensité existant entre des molécules suffisamment proches.
Les interactions de Van der Waals entre molécules polaires sont dues aux charges partielles opposées qui s'attirent. On peut représenter ces interactions par des pointillés larges entre les atomes concernés.
L'attraction électrostatique de type Van der Waals entre les charges partielles existant entre deux molécules de méthanal explique la cohésion de ce solide moléculaire.
Entre molécules apolaires, il n'existe pas de charges partielles, mais étant donné que les nuages électroniques fluctuent en permanence, il arrive que des zones soient appauvries ou enrichies en électrons et qu'ainsi elles s'attirent.
Les fluctuations du doublet liant de la molécule de diiode rendent possibles des attractions électrostatiques entre la partie appauvrie en électrons du doublet d'une molécule et la partie enrichie en électrons d'une autre molécule.
La liaison hydrogène est un cas particulier d'interactions intermoléculaires, elle est caractérisée par une plus grande intensité.
Liaison hydrogène
La liaison hydrogène est une interaction électrostatique, plus intense que la liaison de Van der Waals. Elle s'établit entre un atome d'hydrogène d'une molécule lié à un atome très électronégatif (comme \ce{O}, \ce{N}, \ce{F} ou \ce{Cl}) et un atome électronégatif d'une autre molécule.
Cette liaison est représentée en pointillés fins entre les atomes concernés.
Liaison hydrogène entre deux molécules d'eau
La dissolution des solides ioniques dans l'eau
L'eau est un solvant très courant et permet la dissolution des solides ioniques. La concentration des ions en solution est alors liée à la quantité initiale de solide.
Le solvant eau
L'eau est un solvant adéquat pour dissoudre les solides ioniques.
L'eau étant une molécule très polaire, elle peut établir, grâce à ses charges partielles, des interactions électrostatiques avec les ions. C'est pour cette raison que c'est un bon solvant pour dissoudre des solides ioniques.
Le chlorure de sodium \ce{NaCl_{(s)}} se dissout bien dans l'eau car c'est un solide ionique.
Les molécules polaires se dissolvent aussi bien dans l'eau. Ce n'est pas le cas des molécules apolaires, qui nécessitent un solvant apolaire (comme le cyclohexane).
Le saccharose \ce{C12H22O11_{(s)}}, molécule polaire, se dissout bien dans l'eau, alors que le diiode \ce{I2_{(s)}}, apolaire, ne s'y dissout pas.
La réaction de la dissolution
La réaction de la dissolution modélise de manière simple un phénomène qui se déroule en plusieurs étapes.
La dissolution d'un solide ionique se déroule en trois étapes.
Étape 1 : La dissociation des ions du solide.
Dès la mise en solution du solide dans l'eau (ou un autre solvant), des interactions électrostatiques paraissent entre les molécules d'eau (ou du solvant) et les ions. Les forces assurant la cohésion du cristal ionique s'en trouvent modifiées et les ions finissent par se séparer.
Dissociation des ions sodium \ce{Na+} et chlorure \ce{Cl-} du sel dans l'eau
Étape 2 : L'hydratation des ions (ou solvatation dans le cas d'un autre solvant)
Des molécules d'eau (ou du solvant) se placent tout autour de chaque ion et le stabilisent. On dit que l'ion est hydraté (ou solvaté).
Hydratation des ions chlorure dans l'eau
Étape 3 : La dispersion des ions.
Sous l'effet de l'agitation thermique due à la température, les ions se dispersent, loin du cristal ionique et ne sont plus du tout en interaction : la dissolution est terminée.
Dispersion des ions sodium dans l'eau
L'équation de dissolution d'un solide est le bilan de ces trois étapes. Elle fait apparaître, à l'état initial, la formule du solide ionique, qui est alors le soluté, et à l'état final, les formules des ions obtenus. Le nom ou la formule du solvant peuvent être indiqués au-dessus de la flèche, mais ce n'est pas obligatoire.
L'équation de dissolution du chlorure de sodium s'écrit :
\ce{NaCl (s)} \ce{->[\text{eau}]} \ce{Na^{+}_{(aq)}} + \ce{Cl^{-}_{(aq)}}
- L'eau (ou plus généralement le solvant) n'apparaît pas dans l'équation de dissolution (on peut éventuellement l'écrire au-dessus de la flèche).
- L'équation doit traduire les lois de conservation des éléments chimiques et de la charge électrique.
- La solution obtenue est toujours électriquement neutre.
- Pour les espèces chimiques solvatées par l'eau, on note « aq » qui signifie « aqueux ».
L'équation de dissolution du fluorure de calcium dans l'eau s'écrit :
\ce{CaF2 (s)} \ce{->[\text{eau}]} \ce{Ca^{2+}_{(aq)}} + 2\ce{F^{-}_{(aq)}}
Les équations de dissolution des solides moléculaires s'écrivent de la même façon, la formule de la molécule étant inchangée par la dissolution.
L'équation de dissolution du saccharose (sucre) s'écrit :
\ce{C12H22O11 (s)} \ce{->[\text{eau}]} \ce{C12H22O11 (aq)}
Les concentrations effectives des ions
La concentration molaire en soluté apporté n'indique pas la concentration des ions effectivement en solution, car elle dépend de la quantité de matière apportée et du volume de la solution.
La concentration molaire, notée C, est la concentration en soluté apporté. Elle n'indique pas les concentrations des ions effectivement en solution une fois que la dissolution du soluté a eu lieu.
On prépare une solution de fluorure de calcium (Ca^{2+}+2F^{-}) en dissolvant 0,20 mol de \ce{CaF2 (s)} pour 1,0 L de solution, selon l'équation de dissolution suivante :
\displaystyle{\ce{CaF2 (s)} \ce{->[\text{eau}]} \ce{Ca^{2+}_{(aq)}} + 2\ce{F^{-}_{(aq)}}}
La concentration molaire en soluté apporté est :
C=\dfrac{n_{\ce{CaF2}}}{V_{\text{solution}}} = \dfrac{0{,}20}{1{,}0} = 0{,}20 \text{ mol.L}^{-1}
La concentration en ions fluorure \ce{F^{–}} dans la solution obtenue n'est pas égale à la concentration C puisque, selon l'équation de dissolution, une mole de \ce{CaF2} dissous engendre la formation de 2 moles d'ions fluorure \ce{F^{–}}.
Concentration molaire effective
Pour quantifier la concentration d'une espèce effectivement en solution après une dissolution, on utilise la concentration molaire effective.
La concentration molaire effective d'une espèce chimique X est notée [X].
Après la dissolution du fluorure de calcium \ce{CaF2}, les espèces chimiques effectivement présentes en solution sont \ce{Ca^{2+}} et \ce{F-}. Leur concentrations respectives sont \left[\ce{Ca^{2+}}\right] et \left[\ce{F-}\right].
La concentration molaire effective [X] d'une espèce chimique X présente en solution est égale au rapport de la quantité de matière de cette espèce présente en solution n_X par le volume de solution V_{\text{solution}} :
\displaystyle{\left[X\right]_{\left(\text{mol.L}^{-1}\right)} = \dfrac{n_{X\left(\text{mol}\right)}}{V_{\text{solution }\left(\text{L}\right)}}}
Dans la solution obtenue par dissolution du fluorure de calcium \ce{CaF2} dans l'eau, la concentration molaire effective [X] de l'ion fluorure \ce{F^{–}} s'exprime par la relation :
\displaystyle{\left[\ce{F-}\right]_{\left(\text{mol.L}^{-1}\right)} = \dfrac{n_{\ce{F-}\left(\text{mol}\right)}}{V_{\text{solution }\left(\text{L}\right)}}}
La concentration effective des ions en solution est liée à la concentration en soluté, selon l'équation de dissolution.
Pour un soluté ionique \ce{A_{a}B_{b}(s)}, l'équation de dissolution est :
\displaystyle{A_aB_b(\text{s})} \ce{->[\text{solvant}]} aA^{n+}(\text{aq})+bB^{n-}(\text{aq})
Ainsi, les concentrations effectives des ions sont \left[A^{n+}\right]=a\times C et \left[B^{n-}\right]=b\times C.
D'après l'équation de dissolution du fluorure de calcium dans l'eau :
\displaystyle{\ce{CaF2 (s)} \ce{->} \ce{Ca^{2+}_{(aq)}} + 2\ce{F^{-}_{(aq)}}}
On a :
- \displaystyle{n_{\ce{Ca^{2+}}} = n_{\ce{CaF2}}}
- \displaystyle{n_{\ce{F^{-}}} = 2 \times n_{\ce{CaF2}}}
Or C=\dfrac{n_{\ce{CaF2}}}{V_{\text{solution}}}
On en déduit les concentrations effectives en ions :
- \displaystyle{\left[\ce{Ca^{2+}}\right] = C}
- \displaystyle{\left[\ce{F^{-}}\right] = 2 \times C}
L'extraction par solvant
Un solvant est un liquide qui a la capacité de dissoudre des entités chimiques. La quantité d'une entité chimique dans un solvant est appelée solubilité et elle dépend du solvant utilisé. C'est à partir de cette différence de solubilité qu'une extraction par un solvant peut s'effectuer.
La solubilité dans un solvant
La masse maximale d'un soluté que l'on peut dissoudre dépend du solvant utilisé.
Solubilité
La solubilité d'un soluté, notée s, est la masse maximale de ce composé que l'on peut dissoudre par litre de solvant. C'est donc aussi la concentration maximale de la solution obtenue (= solution saturée) et on l'exprime généralement en g·L-1.
À 20 °C, la solubilité du sel (chlorure de sodium, « \ce{NaCl_{(s)}} ») dans l'eau est de 360 g·L-1. On peut donc dissoudre au maximum 360 g de sel dans 1 L d'eau. Au-delà, la solution est saturée et le sel ajouté se dépose au fond du récipient.
La solubilité dépend de la température et des interactions entre le soluté et le solvant : plus les interactions sont nombreuses, plus la solubilité est élevée.
| Nature du solvant | Adapté pour dissoudre |
| Solvant polaire (ex. : eau) | Solide ionique, molécule polaire |
| Solvant apolaire (ex. : cyclohexane) | Molécule apolaire |
À 0 °C, on peut dissoudre au maximum 357 g de sel dans 1 L d'eau et à 100 °C, au maximum 391 g.
La miscibilité de deux liquides
Tous les liquides ne se mélangent pas, mais ceux qui le peuvent sont dits miscibles.
Miscibilité
La miscibilité est la capacité de deux liquides à se mélanger.
L'eau et l'éthanol sont deux liquides miscibles en toutes proportions, alors que l'eau et l'huile sont deux liquides non miscibles.
La nature du mélange de deux liquides dépend de leur miscibilité.
- Si on ne peut pas discerner les deux liquides après mélange, c'est qu'ils sont miscibles. Le mélange est alors homogène, constitué d'une seule phase.
- Si on peut discerner les deux liquides après mélange, c'est qu'ils sont non miscibles. Le mélange est alors hétérogène, constitué de deux phases.
Des liquides sont miscibles s'il existe des interactions entre leur composants, ainsi :
- des liquides composés de molécules polaires sont miscibles ;
- un liquide composé de molécules polaires n'est pas miscible à un liquide composé de molécules apolaires.
- L'eau et l'éthanol sont miscibles car ils sont composés de molécules polaires.
- L'eau et l'huile ne sont pas miscibles car l'huile est composée de molécules apolaires.
Densité
La densité d d'un corps est une grandeur sans unité. C'est le rapport de sa masse volumique à celle de l'eau :
d_{\text{corps}} = \dfrac{\rho_{\text{corps}}}{\rho_{\text{eau}}}
Avec \rho_{\text{eau}} = 1\text{ kg.L}^{-1}
La masse volumique d'une huile d'olive est \rho_{\text{huile}} = 0{,}92\text{ kg.L}^{-1}, donc sa densité est :
d_{\text{huile}} = \dfrac{\rho_{\text{huile}}}{\rho_{\text{eau}}}
d_{\text{huile}} = \dfrac{0{,}92}{1}
d_{\text{huile}} = 0{,}92
Lorsque deux liquides sont non miscibles, ils se positionnent en fonction de leur densité : le liquide le moins dense se place au-dessus du liquide le plus dense. On utilise une ampoule à décanter pour séparer deux liquides non miscibles.
L'huile d'olive étant moins dense que l'eau, dans une ampoule à décanter elle se place au-dessus et on peut séparer ces deux liquides en les faisant couler dans des récipients différents.
Dispositif de séparation de l'huile et de l'eau
L'extraction d'une entité chimique par un solvant
On peut mettre à profit les différences de solubilité d'une entité chimique pour l'extraire d'un solvant initial. Il convient alors de bien choisir le solvant extracteur.
Extraction par solvant
L'extraction par solvant (ou extraction liquide-liquide) est une technique permettant d'extraire une espèce chimique dissoute dans un solvant à l'aide d'un autre solvant, appelé solvant extracteur.
Lorsqu'on doit choisir un solvant extracteur, il faut que :
- l'espèce à extraire soit davantage soluble dans le solvant extracteur que dans le solvant initial ;
- le solvant initial et le solvant extracteur ne soient pas miscibles, afin que l'on puisse les séparer ;
- si plusieurs choix sont possibles, le solvant extracteur doit être le moins nocif possible.
On souhaite extraire l'acide benzoïque d'une solution aqueuse.
Les données sont les suivantes.
| Solvant extracteur | Eau | Ethanol | Dichlorométhane |
|---|---|---|---|
| Miscibilité à l'eau | - | Bonne | Nulle |
| Solubilité de l'acide benzoïque | Faible | Très élevée | Élevée |
Le solvant extracteur adapté est le dichlorométhane car :
- l'acide benzoïque y est très soluble ;
- il est non miscible à l'eau (contrairement à l'éthanol, qu'on ne pourrait pas séparer).
Souvent, on appelle :
- « Phase aqueuse » : la phase dans laquelle le solvant est l'eau.
- « Phase organique » : la deuxième phase, car généralement elle est composée d'un solvant organique.
Extraire une entité par un solvant
L'extraction par solvant d'une entité chimique se déroule en trois étapes.
Étape 1
On mélange le solvant initial contenant l'entité chimique à extraire et le solvant extracteur dans une ampoule à décanter.
Étape 2
On agite l'ampoule à décanter en dégazant régulièrement (en orientant l'ampoule vers le haut et en ouvrant le robinet). L'extraction a alors lieu, grâce à sa forte solubilité avec le solvant extracteur l'espèce à extraire migre de la solution aqueuse vers le solvant extracteur.
Étape 3
On laisse décanter le mélange (le bouchon ayant été ôté). Alors, les deux phases se séparent, en fonction de leur densité. On peut ensuite les verser dans deux récipients différents.
En choisissant un solvant extracteur qui soit en plus volatil, il sera facile de l'éliminer (en l'évaporant) et d'isoler l'espèce chimique qui a été extraite.
Le cyclohexane est un solvant apolaire, non miscible à l'eau, de température d'ébullition 81 °C donc facilement éliminable par évaporation.
Les propriétés des savons
Certains produits ménagers, comme les savons, doivent leurs propriétés amphiphiles et lavantes aux tensioactifs qu'ils contiennent.
Les tensioactifs
Les tensioactifs contenus dans les savons sont des molécules à la fois hydrophiles et hydrophobes. Ils permettent de modifier la tension de surface de l'eau.
Tensioactifs
Les tensioactifs sont des composés qui modifient la tension de surface du solvant dans lequel ils sont dissous, ce qui augmente ses capacités de détachement, d'étalement et de mouillage.
Les détergents (utilisés dans le liquide vaisselle, la lessive, etc.) sont des tensioactifs.
Les propriétés des tensioactifs sont dues à leur structure, dite amphiphile :
- Une partie hydrophile (attirée par l'eau), capable d'interagir avec la molécule d'eau, donc composée d'un groupe d'atomes globalement polaire ou porteur de charge électrique. Cette partie est souvent assez petite et est qualifiée de « tête ».
- Une partie hydrophobe (repoussée par l'eau), qui ne peut pas interagir avec la molécule d'eau car électriquement neutre et apolaire. Elle est généralement plus longue que la partie hydrophile et composée de liaisons carbone-carbone (« \ce{C–C} ») et carbone-hydrogène (« \ce{C–H} »). Cette partie est souvent assez longue et est qualifiée de « queue ».
Composé tensioactif
L'acide décanoïque est un tensioactif car sa formule semi-développée fait bien apparaître une partie hydrophile et une partie hydrophobe.
L'acide décanoïque, un composé tensioactif
On peut aussi qualifier les deux parties d'un tensioactif en fonction de leur affinité avec les molécules apolaires (qui composent notamment les graisses ou les lipides).
La tête hydrophile est repoussée par les lipides alors que la queue hydrophobe est attirée par les lipides.
| Adjectif | Synonyme |
| Hydrophile | Lipophobe (repoussé par les lipides) |
| Hydrophobe | Lipophile (attiré par les lipides) |
L'action nettoyante des savons
L'action nettoyante des savons est due aux tensioactifs qu'ils contiennent et au phénomène d'émulsion.
Les savons contiennent des ions carboxylate qui sont des tensioactifs.
L'ion palmitate est un ion carboxylate qui compose certains savons.
Schéma de l'ion palmitate
Dans une eau savonneuse à faible concentration, les ions carboxylate s'organisent en petites sphères, appelées micelles, en fonction de leur affinité pour l'eau :
- les queues hydrophobes se rapprochent les unes des autres, fuyant l'eau et créant entre elles des interactions de Van der Waals ;
- les têtes hydrophiles s'orientent vers l'extérieur, là où elles peuvent interagir avec les molécules d'eau.
Organisation de tensioactifs en micelle dans l'eau
Une tache grasse ne peut pas être nettoyée seulement avec de l'eau car la graisse (apolaire) et l'eau (polaire) sont non miscibles.
Les tensioactifs présents dans une eau savonneuse permettent à l'eau d'évacuer le gras car, au contact de la tache grasse, les micelles s'organisent :
- Les queues hydrophobes se dissolvent dans la graisse.
- Les têtes hydrophiles restent tournées vers l'eau, ce qui permet à la micelle d'emporter la graisse, comme si celle-ci était miscible à l'eau.
La graisse se retrouve comme enfermée dans la sphère qu'est la micelle.
Formation d'une micelle autour d'une tache de graisse
Émulsion
Une émulsion est un mélange entre deux liquides non miscibles en présence d'un tensioactif, dans lequel un des liquides se disperse sous forme de micelles dans le second.
La mayonnaise est une émulsion d'eau et d'huile rendue possible par un tensioactif contenu dans le jaune d'œuf (la lécithine).
Ce sont aussi les tensioactifs qui sont responsables de la mousse formée par un mélange d'eau et de savon, l'air étant alors piégé par un film d'eau stabilisé par les tensioactifs.
