CHAPITRE 5 : Structure et propriétés de la matière

Objectifs :

— Expliquer la cohésion au sein de composés solides ioniques ou moléculaires par l’analyse des interactions entre entités.
— Modéliser,au niveau macroscopique, la dissolution d’un composé ionique dans l’eau par une équation de réaction.
— Expliquer la capacité de l’eau à dissocier une espèce ionique et à solvater les ions.
— Expliquer ou prévoir la solubilité d’une espèce chimique dans un solvant par l’analyse des interactions entre les entités.
— Expliquer le caractère amphiphile et les propriétés lavantes d’un savon à partir de la formule semi-développée de ses entités. Citer les applications usuelles de tensioactifs.

I. Structure et cohésion d’un solide ionique

Un solide ionique ou cristal ionique est constitué de cations et d’anions disposés de façon ordonnée dans l’espace. Il est électriquement neutre : les charges positives des cations sont compensées par les charges négatives des anions. Sa formule, dite formule statistique, indique la nature et la proportion des ions présents sans mentionner les charges.
Dans un cristal ionique, les ions exercent les uns sur les autres des forces d’interaction électrostatiques attractives (entre les ions de charges de signes opposés) ou répulsives (entre les ions de charges de même signe).
La cohésion du cristal ionique est assurée par des interactions ioniques, c’est-à-dire par des interactions électrostatiques entre les ions de charges contraires du cristal. L’interaction ionique est une interaction forte.

II. Cohésion d’un solide moléculaire

Un solide moléculaire est constitué de molécules, il est cristallin si elles sont arrangées de façon ordonnée, sinon il est amorphe.
La cohésion des solides moléculaires est assurée par deux types d’interactions électrostatiques, plus faibles que celles qui assurent la cohésion des solides ioniques : les interaction de van der Waals et les liaisons hydrogène.

1. Interaction de van der Walls

Les interactions de van der Walls entre molécules sont :
— de type électrostatiques;
— attractives;
— à courtes portées (< 10−9 m).
Elles sont qualifiées d’interaction intermoléculaires, par opposition aux liaisons intramoléculaires comme les liaisons covalentes. Ces interactions s’établissent entre les nuages électroniques des entités. Les valeurs de ces forces sont faibles comparativement aux liaisons covalentes et aux liaisons ioniques, et concernent les molécules polaires comme apolaires.
Les interactions de van der Walls sont d’autant plus fortes que les électrons sont nombreux et que la molécules est volumineuse.
On les classe en trois types.

a) Interactions entre les charges partielles de deux molécules polaires.

Les molécules polaires s’orientent de telle sorte que l’atome portant une charge partielle 𝛿+ soit attiré par l’atome portant une charge partielle 𝛿. Plus les molécules sont polaires et plus les interactions de van der Walls sont fortes.

b) Interaction entre une molécule polaire et une molécule apolaire

Une molécule polaire peut induire une déformation du nuage électronique d’une molécule apolaire voisine et ainsi la polariser temporairement par influence.
Les interactions entre molécules polaires et apolaires sont plus faibles que celles entre deux molécules polaires. Elles sont d’autant plus intenses qu’elles s’établissent entre une molécule fortement polaire et une molécule fortement polarisable (donc de grande taille).

c) Interaction entre deux molécules polaires

En raison du mouvement incessant des électrons dans une molécule, celle-ci présente à chaque instant une polarisation, bien que cette dernière soit nulle dans le temps. C’est pourquoi elle peut polariser par influence une molécule apolaire voisine.
Les interaction de van der Walls entre deux espèces apolaires sont d’autant plus fortes que les espèces considérées sont polarisables.

2. La liaison hydrogène

Une liaison hydrogène peut s’établir entre des molécules différentes (liaison intermoléculaire) ou entre atomes d’une même molécule (liaison intramoléculaire). Elle correspond à une interaction électrostatique qui s’établit entre une molécule possédant un atome d’hydrogène lié à un atome de forte électronégativité (liaisons O-H, N-H, F-H), et une autre molécule comportant un atome électronégatif (O, N, F) possédant au moins un doublet non liant.
Une liaison hydrogène est une interaction plus forte qu’une interaction de van der Walls et n’existe que si les atomes sont suffisamment proches (séparés de 0,1 pm à 0,5 pm). C’est ce type d’interaction qui maintient par exemple ensemble les deux brins de la molécule d’ADN.

3. La liaison hydrogène

Les interaction intramoléculaires lient les atomes dans une molécule et sont responsables de leur stabilité; les interactions intermoléculaires sont responsables des propriétés physico-chimiques.
Les températures de fusion et d’ébullition d’un corps pur sont élevées lorsque des interactions intermoléculaires nombreuses et intenses peuvent s’établir entre les molécules.
Plus les molécules d’un soluté peuvent établir d’interactions avec les molécules d’un solvant, plus grande sera la solubilité de ce soluté dans ce solvant. Il en est de même pour la miscibilité entre deux liquides.
Les interactions ioniques sont plus fortes que les interactions intermoléculaires, il est donc nécessaire de fournir aux solides ioniques davantage d’énergie thermique pour rompre ces interactions. Les températures de change- ment d’état des composés ioniques sont en général plus élevées que celles des corps purs moléculaires.

III. Dissolution d’un solide ionique

1. Processus de dissolution

La dissolution d’un solide ionique s’effectue en trois étapes :
— La dissociation : sous l’effet des interactions électrostatiques s’exerçant entre le solvant et les ions à la surface du cristal, celui-ci finit par se dissocier.
— La solvatation des ions libérés : les ions s’entourent de molécules de solvant et s’isolent les uns des autres.
Les ions solvatés (ou hydratés dans le cas où le solvant est de l’eau) sont notés avec le symbole (aq).
— La dispersion : sous l’effet de l’agitation thermique et selon la nature du solvant, les ions solvatés se dispersent dans le solvant.

2. Équation de la réaction de dissolution

Toute dissolution d’un soluté dans un solvant est modélisée par ue réaction dont l’équation traduit la conservation des éléments chimiques et des charges électriques. Une solution ionique est une solution électriquement neutre. Exemple :

3. Concentration molaire des ions en solution

La concentration molaire Cs en soluté apporté est le quotient de la quantité de matière ns de soluté par le volume Vsol de solution:
$$C_{s}=\frac{n_{s}}{V_{sol}}$$
Pour un soluté ionique, la concentration effective en ion apportée dépend de la stœchiométrie de la molécule. Ainsi pour un soluté de formule générale AaBb on a :
$$C_{s}=\frac{C_{A}}{a}=\frac{C_{B}}{b}$$

IV. Dissolution d’un solide ionique

1. Compatibilité soluté-solvant

Un solide ionique est soluble dans un solvant polaire.
Un solide moléculaire est soluble dans un solvant de même polarité. Deux liquides de même polarité sont miscibles.

2. Application à l’extraction liquide-liquide

L’extraction liquide-liquide permet de séparer les constituants d’un mélange en exploitant les différences de solubilités.
Choix du solvant d’extraction :
— L’espèce à extraire doit être plus soluble dans le solvant extracteur que dans le solvant initial. — Les deux solvants doivent être non miscibles.
— On choisit le solvant extracteur qui présente le moins de risques possibles.

3. Cas des molécules organiques amphiphiles

a) Définition

Les molécules organiques amphiphiles sont des molécules qui possèdent une partie soluble dans l’eau (hydrophile ou lipophobe) et une partie soluble dans les graisses (lipophile ou hydrophobe).
La partie hydrophile est polaire ou ionique et la partie lipophile est apolaire.
Ces molécules sont également appelées tensioactifs, on les utilise comme détergents ou comme stabilisateurs d’émulsions (mélanges homogènes de molécules organiques et d’eau a priori non miscibles).

b) Les savons

Les savons sont des molécules constituées :
— d’une tête polaire hydrophile qui crée des interactions avec l’eau (généralement un groupement carboxylate 𝐶𝑂𝑂);
— d’un corps lipophile qui crée des interactions avec les lipides (généralement une longue chaîne hydrocarbonée apolaire).
Dans une eau savonneuse, la formation de micelles (petites sphères formées par les molécules de tensioactifs) rend possible la dissolution d’une tâche d’huile présente sur un tissu par exemple. En effet, la tache se laisse entourer par la chaîne lipophile du savon alors que sa partie hydrophile entraîne la tache dans l’eau.

Cours

PDF

Fiche de cours

PDF WORD