Les solutions ioniques

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Tests
D'où viennent les ions qu'on trouve dans les solutions ? Y a-t-il des ions dans les solides ? Que se passe-t-il lorsqu'on dissout un soluté ? Quel est le rôle du solvant ?
Pour répondre à ces questions, nous allons étudier de plus près ces solutions ioniques.
1. Les cristaux ioniques
• Les cristaux ioniques sont constitués d'un empilement régulier d'ions : un motif à trois dimensions qui se répète indéfiniment.
Le cristal est électriquement neutre : les charges positives des cations compensent exactement les charges négatives des anions.
La formule statistique (ou formule de composition) traduit cette neutralité.
Exemples :
  • le chlorure de sodium NaCl contient 1 ion chlorure Cl pour un ion sodium Na+;
  • le fluorure de calcium CaF2 contient 2 ions fluorure F pour un ion calcium Ca2+.
• La forte cohésion d'un cristal ionique est due aux forces électriques attractives entre les ions voisins de charges opposées.
Test n°1Test n°2Test n°3
2. Molécules polaires
• On appelle électronégativité la tendance d'un élément chimique à attirer à lui les électrons de la liaison covalente.
Dans le tableau périodique, l'électronégativité augmente de gauche à droite et de bas en haut.
Éléments très électronégatifs : F, O, Cl, N, Br…
Éléments peu électronégatifs : les métaux.
• Lorsqu'une liaison covalente joint deux atomes d'électronégativités très différentes, l'élément le plus électronégatif attire à lui le doublet d'électrons qui forme la liaison : il apparaît un pôle négatif et un pôle positif, on dit que la liaison est polarisée.
Exemple : la liaison H–O est polarisée car l'atome O est beaucoup plus électronégatif que l'atome H.
Une molécule est polaire (on dit aussi « dipolaire ») si elle contient au moins une liaison polarisée, et si le barycentre des charges positives est distinct du barycentre des charges négatives : la molécule constitue alors un dipôle électrique.
Sinon on dit que la molécule est apolaire.
Exemples :
Zoom
La molécule d'eau (H2O) est polaire.
La molécule de dioxyde de carbone (CO2) est apolaire.
3. La solvatation des ions
• La molécule d'eau, étant polaire, va interagir aussi bien avec les anions qu'avec les cations : chaque ion s'entoure de plusieurs molécules d'eau, ce qui facilite la dispersion des ions (en limitant l'interaction anion-cation).
On dit alors que l'ion est solvaté (ou hydraté) et on l'indique en faisant suivre sa formule de (aq) en indice.
Exemples : Cl(aq) ; \mathrm{SO^{2-}_{4\,(aq)}}.
Cette notation est souvent omise dès lors qu'il est évident que les espèces présentées sont en solution aqueuse.
• Dans le cas de l'ion hydrogène H+ (également appelé proton), l'interaction ion-dipôle est tellement forte qu'il se forme un liaison covalente : l'ensemble (ion hydrogène + molécule d'eau) forme alors un ensemble nommé ion oxonium, pour lequel on admet les deux écritures H+(aq) et H3O+.
Test n°5Test n°6
4. Préparation des solutions ioniques
• Dans les cristaux ioniques, les ions sont présents. Lors de leur dissolution dans l'eau, celle-ci facilite la dislocation du cristal puis la dispersion et la solvatation des ions.
L'équation bilan de dissolution s'écrit alors sous la forme :
NaCl(s) → Na+(aq) + Cl(aq)
• Mais on peut aussi préparer des solutions ioniques à partir de solutés moléculaires polaires : dans certains cas, l'interaction dipôle-dipôle entre la molécule de soluté et la molécule d'eau peut accentuer la polarisation jusqu'à rompre la liaison covalente. La dissolution comprend alors les étapes suivantes : ionisation, dispersion et solvatation.
L'équation bilan de dissolution prend la forme :
HCl(g) → H+(aq) + Cl(aq) ou HCl(g) + H2O → H3O+ + Cl(aq)
• Dans les deux cas, c'est donc le caractère polaire de l'eau qui lui permet de dissoudre les solutés : c'est en raison de sa polarité que l'eau est un très bon solvant pour de nombreuses substances.
Par contre l'eau ne peut dissoudre les molécules apolaires comme les hydrocarbures.
Test n°7Test n°8
5. Concentrations molaires
• Si on écrit l'équation de dissolution du fluorure de calcium :
CaF2 (s) → Ca2+(aq) + 2 F(aq)
on s'aperçoit que pour 1 mole de soluté dissout, on aura en solution 1 mole d'ions calcium et 2 moles d'ions fluorure.
Il faut donc introduire des notations différentes pour ces différentes concentrations :
  • C désigne la concentration molaire de soluté apporté ;
  • [X] désigne la concentration molaire de l'espèce X présente dans la solution.
Les relations entre C et les différentes concentrations [X] se déduisent des coefficients stœchiométriques de l'équation bilan de dissolution, ou de la formule statistique du solide.
Dans l'exemple du fluorure de calcium,
si C(CaF2) = 1 mol \cdot L−1, alors [Ca2+(aq)] = C(CaF2) = 1 mol \cdot L−1 et [F(aq)] = 2 C(CaF2) = 2 mol \cdot L−1.
• La solubilité d'un soluté est la quantité maximale de ce soluté que l'on peut dissoudre dans 1 L de solvant. Elle sera exprimée en g \cdot mol−1 ou en mol \cdot L−1.
Lorsque la solution contient cette quantité maximale de soluté on dit qu'elle est saturée.
Test n°9
6. Électroneutralité des solutions
• Lorsqu'on établit le bilan des concentrations des espèces présentes dans une solution, on doit vérifier l'électroneutralité de cette solution, c'est-à-dire que les charges positives des cations compensent exactement les charges négatives des anions.
Cette relation s'écrira : Σ n [Xn+] = Σ p [Xp].
• Dans l'exemple du fluorure de calcium :
  • la concentration des charges positives est 2 × [Ca2+(aq)] = 2 mol \cdot L−1 ;
  • la concentration des charges négatives est [F(aq)] = 2 mol \cdot L−1.
Ces deux concentrations sont égales, la solution est électriquement neutre.
• La vérification de l'électroneutralité est donc un bon moyen pour vérifier les calculs de concentrations d'espèces ioniques en solution.
Test n°10
À retenir
• Les cristaux ioniques sont constitués de cations et d'anions fortement liés par des forces électriques attractives.
• La molécule d'eau est polaire. L'eau est un très bon solvant pour les solides ioniques et les molécules polaires. En solution aqueuse les ions sont solvatés : on les note alors X(aq). L'ion hydrogène H+ se lie à une molécule d'eau pour former l'ion oxonium H3O+.
• On note C(A) la concentration de soluté A introduit dans la solution et [X] la concentration réelle en solution de l'espèce dissoute X. Les relations entre C et [X] se déduisent des coefficients stœchiométriques de l'équation bilan de dissolution, ou de la formule statistique du solide.
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