Cohésion des solides

Un solide ionique est un solide constitué d’ions chargés positivement — les cations — et d’ions chargés négativement — les anions.

Dans un solide ionique les cations et les anions sont en quantités telles que l’édifice est électriquement neutre.

Un solide ionique est dit cristallin si, au niveau microscopique, l’arrangement des ions dans l’espace forme une structure périodique.

• fluorure de calcium : $\ce{CaF2 (s)}$ ;
• chlorure de sodium : $\ce{NaCl (s)}$
• chlorure de calcium : $\ce{CaCl2 (s)}$
• hydroxyde de cuivre : $\ce{Cu(OH)2 (s)}$
• sulfate de sodium : $\ce{Na2SO4 (s)}$
• chlorure de fer III : $\ce{FeCl3 (s)}$

La cohésion d’un cristal ionique repose sur l’interaction électrostatique entre les anions et les cations (interactions attractives puisque ces édifices possèdent des charges de signes opposés).

Un filet d’eau est dévié en présence d’un corps électrisé. Les molécules, édifices électriquement neutres, peuvent donc présenter des propriétés électriques !!!

Une molécule est un édifice électriquement neutre, la force de Coulomb qui décrit l’interaction entre deux charges électriques ne peut pas expliquer le comportement électrique d’une molécule.

Les électrons du doublet liant sont répartis équitablement entre les deux atomes liés. Ces atomes ne portent aucune charge partielle.

La liaison covalente entre deux atomes d’électronégativités identiques ou proches est dite non polarisée.

L’atome d’électronégativité la plus grande attire davantage à lui les électrons du doublet liant que l’atome le moins électronégatif.

• La densité électronique autour de l’atome le plus électronégatif est plus importante que lorsqu’il est seul : il présente un excès de charge électrique négative. On dit qu’il porte une charge partielle négative $\delta^-$.
• La densité électronique autour de l’atome le moins électronégatif est moins importante que lorsqu’il est seul : il présente un déficit de charge négative. On dit qu’il porte une charge partielle positive $\delta^+$.

La liaison covalente entre deux atomes d’électronégativités différentes est dite polarisée.

Plus la différence d’électronégativité entre les deux atomes est grande, plus l’atome le plus électronégatif s’accapare la totalité du doublet (qui n’est donc plus liant).

L’atome le plus électronégatif porte la charge $-e$. L’atome le moins électronégatif, qui a perdu un électron périphérique, porte la charge $+e$.

Plus la différence d’électronégativité entre les deux atomes est grande, plus la liaison se rapproche d’une liaison ionique et perd son caractère covalent.

Le solvant eau est constitué de molécules d’eau, polaires. C’est donc un solvant polaire.

Si la chaîne carbonnée n’est pas trop longue, une molécule organique comportant des atomes électronégatifs, tels que l’azote N, l’oxygène O, le fluor F ou le chlore Cl est polaire. Tout solvant constitué de telles molécules est donc polaire.

Un hydrocarbure est une molécule apolaire puisqu’aucune des laisons n’est polarisée. Les solvants organiques sont donc généralement apolaires.

$$\ce{NaCl (s) ->[H2O] Na^+ (aq) + Cl^- (aq)}$$ $$\ce{Al2(SO4)3 (s) ->[H2O] 2 Al^{3+} (aq) + 3 SO4^{2-} (aq)}$$ $$\ce{I2 (s) ->[H2O] I2 (aq)}$$ $$\ce{Na2SO4 (s) ->[H2O] 2 Na^{+} (aq) + SO4^{2-} (aq)}$$ $$\ce{C_{12}H_{22}O_{11} (s) ->[H2O] C_{12}H_{22}O_{11} (aq)}$$

1. La concentration en soluté apporté est la concentration de ce soluté dans l’état initial de la transformation (même si la dissolution n’a pas encore débuté). On a donc $C_0 = \dfrac{n_0}{V} = \dfrac{\pu{0,10 mol}}{\pu{0,50 L}} = \pu{0,20 mol.L-1}$.

2. L’équation de la réaction est $$\ce{Na2SO4 (s) ->[H2O] 2 Na^+ (aq) + SO4^{2-} (aq)}$$ donc

La transformation est totale, donc $n_0 - x_{max} = 0 \iff x_{max} = n_0$. On en déduit donc que :

• $n_f(\ce{Na^+}) = 2x_{max} = 2 n_0$ et donc $[\ce{Na^+}] = \dfrac{2 n_0}{V} = 2C_0$ ;
• $n_f(\ce{SO4^{2-}}) = x_{max} = n_0$ et donc $[\ce{SO4^{2-}}] = \dfrac{n_0}{V} = C_0$.

Remarque

On peut aussi raisonner directement en utilisant la stœchiométrie de la réaction : chaque mole de sulfate de sodium dissoute fait apparaître deux moles d’ions sodium et une mole d’ions sulfate dans la solution ; $C_0$ moles de sulfate de sodium dissoutes font donc apparaître $2C_0$ moles d’ions sodium et $C_0$ moles d’ions sulfate dans la solution.

1. Les molécules polaires présentent un dipôle permanent. Ce terme traduit le fait que les barycentres des charges positives et des charges négatives ne se supperposent pas dans l’espace. Du point de vue électrique, il existe donc deux pôles de charges opposées au sein de la molécule (qui reste globalement électriquement neutre). Pour qu’une molécule diatomique soit polaire, il faut que les deux atomes qui la composent possèdent des électronégativités différentes, la liaison entre eux est alors polarisée. Les molécules apolaires peuvent posséder un moment dipôlaire temporaire (on dit induit) pendant une fraction de seconde, en fonction des mouvement des électrons (qui sont beaucoup plus mobiles que les noyaux) mais pas de dipôle permanent. Pour une molécule diatomique, il faut que les deux atomes aient des électronégativités égales ou proches, la liaison entre eux n’est alors pas polarisée.

2. Remarque : utiliser le résumé et les valeurs d’électronégativité du cours, ci-dessus. Pour accéder facilement à la géométrie de la molécules, utiliser ce site.

   • $\ce{N2}$, $\ce{Cl2}$ ne peuvent pas être polaires puisque les liaisons s’effectuent entre atomes identiques.
   • $\ce{CS2}$ ne possède aucune liaison polarisée car les électronégativités des atomes sont proches. Cette molécule n’est pas polaire.
   • $\ce{HI}$, $\ce{HBr}$ sont diatomiques et possèdent une liaison polarisée. Ces molécules sont polaires.
   • $\ce{CBe2}$ présente des liaisons polarisées mais est une molécule linéaire. Cette géométrie ne permet pas à la molécules d’être polaire.
   - $\ce{Cl2O}$ présente des liaisons polarisées mais aussi une géométrie coudée. Cette géométrie permet à la molécules d'être polaire. - $\ce{H2S}$ présente des liaisons polarisées mais aussi une géométrie coudée. Cette géométrie permet à la molécules d'être polaire.

1. Les liaisons $\ce{C-O}$ et $\ce{O-H}$ sont polarisées.
2. La géométrie de cette molécule est telle que les barycentres des charges positives et négatives ne se superposent pas. La molécule est polaire.
3. Deux types d’interactions assurent la cohésion de cet alcool à l’état solide ou liquide :
   • Les interactions de Van Der Waals puisque la molécule est polaire ;
   • La liaison hydrogène puisque la molécule possède un atome d’oxygène électronégatif propriétaire de deux doublets non liants.

• $\ce{HI}$, $\ce{HF}$ contiennent une liaison polarisée. Comme ces molécules sont diatomiques, elles sont donc polaires.

• $\ce{H2S}$ présente des liaisons polarisées mais aussi une géométrie coudée. Cette géométrie permet à la molécules d’être polaire.

• $\ce{H2O2}$ présente des liaisons polarisées mais aussi une géométrie qui ne permet pas aux barycentres des charges positives et négatives d’être superposés. Cette molécule est polaire.

• $\ce{CH4}$ ne présente aucune liaison polarisée. La molécule est apolaire.

• $\ce{CH3Cl}$ possède une liaison polarisée. Cette molécule est polaire.

3. Une liaison hydrogène peut s’établir entre un atome d’hydrogène lié par covalence à un atome $A$ très électronégatif – comme le fluor (F), l’oxygène (O) ou l’azote (N) – et un atome $B$ très électronégatif porteur d’un doublet non liant.

1. Les trois étapes sont :

   • Dissociation du solide ionique
   • Hydratation des ions
   • Dispersion des ions

2. Des molécules du solvant, attirées par l’interaction électrostatique, entourent les ions. Dans le solvant les ions ne sont donc pas seuls mais forment un édifice avec quelques molécules du solvant.

3. $$\ce{KMnO4 (s) ->[H2O] K^+ (aq) + MnO4^- (aq)}$$

1. L’acétone possède une unique liaison polarisée, c’est donc une molécule polaire.

2. L’eau est un solvant polaire. À ce titre, elle solubilise très bien les solides ioniques ou les solides moléculaires constitués par des molécules polaires.

3. Deux interactions sont responsables de la solubilisation de l’acétone dans l’eau :

• l’interaction de Van Der Waals (dipôle permanent - dipôle permanent) ;
• la liaison hydrogène. En effet, l’atome d’oxygène de l’acétone, chargé $\delta^-$, comporte des doublets non liants capables d’interagir avec les atomes d’hydrogène, chargés $\delta^+$, des molécules d’eau.

1. Le diiode est une molécule apolaire puisque la seule liaison présente est non polarisée.

2. Le cyclohexane, composé uniquement d’atomes de carbone et d’hydrogène d’électronégativités voisines, est une molécule apolaire puisqu’aucune des liaisons n’est polarisée.

• Le tube (b) comporte deux phases puisque l’eau (solvant polaire) et le cyclohexane (solvant apolaire) ne sont pas miscibles.
• La solution aqueuse compose la phase inférieure car l’eau est plus dense que le cyclohexane.
• On remarque que la phase aqueuse, initialement colorée en jaune orangé, est désormais quasimment incolore. Le diiode qui était solubilisé dans cette phase l’a quitté.
• Parallèlement, on constate que la phase organique (le cyclohexane) initialement incolore s’est colorée en rose fuscia. Une nouvelle espèce chimique y est solubilisée.

En conclusion, le diiode, très peu soluble dans l’eau car apolaire, a migré dans la phase organique apolaire elle-aussi.