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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-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.
Liquide
Solide
En mouvement
constant et
molécules « très
éloignés ».
Gaz
1-Les états de la matière et les changements d’état
physique (ou transformation physique) :
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
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 (1837-1923), 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.
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.
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)).
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
Mise en solution
d’un solide ionique
dans l’eau
Animation
Dislocation
(ou dissociation)
Solvatation (ou
hydratation) et
dispersion
2- Dissolution d’un solide ionique : concentration en soluté
apporté C et concentration effective des ions [X]
Schéma
2
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.
1
- Placer une coupelle
sur la balance allumée.
- Appuyer sur le
bouton « tare » pour
afficher 0,0 g.
- Peser la masse m de
soluté.
4
- Compléter jusqu'au
trait de jauge avec de
l'eau distillée. Agiter en retournant
complètement la fiole
jaugée.
3
- Remplir à moitié la
fiole jaugée avec de
l’eau distillée.
- Boucher puis
agiter jusqu’à
dissolution complète
du solide.
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
V
et
[Aq-] = nA- = yC
V
Pour avoir une solution électriquement neutre, on constate que
[Cp+] = x[Aq-]
y
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.
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.
δ+ 2δδ+
-
+
δ+
2δδ+
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.
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.
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
Acétate d’éthyle
Eau
Dichlorométhane
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 ?
3- Même question pour le diiode.
4- Déduis-en les solvant polaires et
les solvants apolaires (non-polaires).
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.