Dissolution d’espèces ioniques et moléculaires

Dissoudre un solide dans l’eau, c’est laisser les molécules d’eau, petits aimants électriques, arracher et entourer ses ions ou ses molécules jusqu’à les disperser dans tout le liquide.

Objectifs

Expliquer pourquoi la molécule d’eau est polaire et pourquoi l’eau est un bon solvant.
Décrire les trois étapes de la dissolution d’un solide ionique : dissociation, solvatation, dispersion.
Écrire l’équation de dissolution d’un solide ionique avec \(\ce{(s)}\) et \(\ce{(aq)}\).
Calculer la concentration en quantité de matière de chaque ion à partir de la concentration en soluté apporté.
Prévoir la solubilité d’une espèce moléculaire (polarité, liaisons hydrogène) et la miscibilité de deux liquides.

1. L’eau, un solvant polaire

Électronégativité et liaison polarisée

L’électronégativité d’un atome mesure sa tendance à attirer vers lui les électrons d’une liaison. Dans la liaison \(\ce{O-H}\), l’oxygène est nettement plus électronégatif que l’hydrogène : il tire le doublet de la liaison vers lui. L’oxygène porte alors une charge partielle négative \(\delta^-\) et chaque hydrogène une charge partielle positive \(\delta^+\). On dit que la liaison est polarisée.

Une molécule polaire

La molécule d’eau est coudée (forme en V). Le « centre » des charges positives (entre les deux H) ne coïncide donc pas avec celui des charges négatives (sur O) : la molécule est polaire. C’est comme un petit aimant électrique avec un côté \(-\) (l’oxygène) et un côté \(+\) (les hydrogènes).

Pourquoi la molécule d’eau est-elle polaire alors que \(\ce{CO2}\) ne l’est pas ?

Parce que l’eau contient de l’hydrogène.
Parce que les liaisons de \(\ce{CO2}\) ne sont pas polarisées.
Parce que l’eau est coudée : ses charges partielles ne se compensent pas.

Les liaisons C=O sont bien polarisées, mais \(\ce{CO2}\) est linéaire et symétrique : les effets s’annulent. L’eau, coudée, garde un côté négatif et un côté positif.

2. Dissolution d’un solide ionique

Un solide ionique (sel de cuisine \(\ce{NaCl}\), chlorure de calcium \(\ce{CaCl2}\)…) est un empilement régulier d’ions positifs (cations) et négatifs (anions) qui se tiennent par attraction électrique. Il est électriquement neutre. Sa dissolution dans l’eau se fait en trois étapes.

Étape 1, dissociation : les molécules d’eau attirent les ions du bord du cristal et cassent les liaisons ioniques ; les ions se séparent.

Étape 2, solvatation (hydratation pour l’eau) : chaque ion s’entoure de molécules d’eau ; l’oxygène (δ−) se tourne vers le cation, les hydrogènes (δ+) vers l’anion.

Étape 3, dispersion : les ions hydratés se répartissent dans tout le solvant ; la solution devient homogène.

Équation de dissolution

On écrit le solide à gauche avec \(\ce{(s)}\), les ions hydratés à droite avec \(\ce{(aq)}\) (aqueux). L’eau ne figure pas dans l’équation : elle est le solvant. On conserve les éléments ET les charges.

\[\ce{NaCl(s) -> Na+(aq) + Cl^-(aq)}\] \[\ce{CaCl2(s) -> Ca^{2+}(aq) + 2Cl^-(aq)}\] \[\ce{Fe2(SO4)3(s) -> 2Fe^{3+}(aq) + 3SO4^{2-}(aq)}\]

Quelle est l’équation de dissolution correcte du sulfate de sodium \(\ce{Na2SO4}\) ?

\(\ce{Na2SO4(s) -> Na2^{+}(aq) + SO4^{-}(aq)}\)
\(\ce{Na2SO4(s) -> 2Na+(aq) + SO4^{2-}(aq)}\)
\(\ce{Na2SO4(s) + H2O -> 2Na+(aq) + SO4^{2-}(aq) + H2O}\)

Le solide libère 2 ions sodium \(\ce{Na+}\) pour 1 ion sulfate \(\ce{SO4^{2-}}\) : les charges s’équilibrent (\(2\times(+1)+(-2)=0\)) et l’eau n’apparaît pas.

3. Concentration des ions en solution

La concentration en soluté apporté \(c\) est la quantité de solide dissous divisée par le volume de solution : \(c = \dfrac{n}{V}\), en \(\text{mol}\cdot\text{L}^{-1}\). La concentration effective d’un ion se note entre crochets, par exemple \([\ce{Cl^-}]\).

Pour un solide \(\ce{X_aY_b}\) totalement dissous : \(\ce{X_aY_b(s) -> a X^{p+}(aq) + b Y^{q-}(aq)}\), donc

\[[\ce{X^{p+}}] = a\,c \qquad\text{et}\qquad [\ce{Y^{q-}}] = b\,c\]

Joue avec le coefficient \(a\) (nombre d’ions identiques libérés par « unité » de solide) : la droite donne la concentration de cet ion en fonction de \(c\).

Exemple résolu 1 : le sel de cuisine

Awa dissout \(m = 5{,}85\ \text{g}\) de chlorure de sodium dans de l’eau pour obtenir \(V = 500\ \text{mL}\) de solution. Donnée : \(M(\ce{NaCl}) = 58{,}5\ \text{g}\cdot\text{mol}^{-1}\). Calcule \(c\), puis \([\ce{Na+}]\) et \([\ce{Cl^-}]\).

Quantité de matière : \(n = \dfrac{m}{M} = \dfrac{5{,}85}{58{,}5} = 0{,}100\ \text{mol}\).

Concentration en soluté apporté : \(c = \dfrac{n}{V} = \dfrac{0{,}100}{0{,}500} = 0{,}200\ \text{mol}\cdot\text{L}^{-1}\).

Équation : \(\ce{NaCl(s) -> Na+(aq) + Cl^-(aq)}\) : un ion de chaque sorte par unité de NaCl.

Donc \([\ce{Na+}] = [\ce{Cl^-}] = c = 0{,}200\ \text{mol}\cdot\text{L}^{-1}\).

Exemple résolu 2 : le sulfate de fer(III)

On prépare une solution de sulfate de fer(III) \(\ce{Fe2(SO4)3}\) de concentration en soluté apporté \(c = 0{,}050\ \text{mol}\cdot\text{L}^{-1}\). Cherche d’abord \([\ce{Fe^{3+}}]\) et \([\ce{SO4^{2-}}]\), puis vérifie que la solution est neutre.

Voir la solution

Équation : \(\ce{Fe2(SO4)3(s) -> 2Fe^{3+}(aq) + 3SO4^{2-}(aq)}\).

\[ \begin{align} [\ce{Fe^{3+}}] &= 2c = 2\times 0{,}050 = 0{,}10\ \text{mol}\cdot\text{L}^{-1}\\ [\ce{SO4^{2-}}] &= 3c = 3\times 0{,}050 = 0{,}15\ \text{mol}\cdot\text{L}^{-1} \end{align} \]

Neutralité : charges positives \(3\times 0{,}10 = 0{,}30\) ; charges négatives \(2\times 0{,}15 = 0{,}30\). Elles se compensent : la solution est bien électriquement neutre.

On dissout du chlorure d’aluminium \(\ce{AlCl3}\) avec \(c = 0{,}20\ \text{mol/L}\). Que vaut \([\ce{Cl^-}]\) ?

\(0{,}20\ \text{mol/L}\)
\(0{,}067\ \text{mol/L}\)
\(0{,}60\ \text{mol/L}\)

\(\ce{AlCl3(s) -> Al^{3+}(aq) + 3Cl^-(aq)}\) : il y a 3 ions chlorure par unité, donc \([\ce{Cl^-}] = 3c = 0{,}60\ \text{mol/L}\).

4. Dissolution d’espèces moléculaires

Une espèce moléculaire (sucre, éthanol, diiode…) se dissout sans se dissocier en ions. Elle se dissout bien dans un solvant si les interactions entre ses molécules et celles du solvant sont fortes :

Polarité : une espèce polaire se dissout bien dans un solvant polaire (eau) ; une espèce apolaire se dissout bien dans un solvant apolaire (cyclohexane, huile). C’est la règle « qui se ressemble s’assemble ».
Liaisons hydrogène : un atome H lié à un atome très électronégatif (O, N) peut s’attacher au doublet d’un O ou d’un N d’une molécule voisine. Le sucre et l’éthanol, riches en groupes \(\ce{-OH}\), forment de nombreuses liaisons hydrogène avec l’eau : ils y sont très solubles.

flowchart LR
  A[Espece a dissoudre] --> B{Ionique ou moleculaire}
  B -->|Ionique| C[Soluble dans l eau polaire]
  B -->|Moleculaire| D{Polaire ou liaisons H}
  D -->|Oui| E[Soluble dans l eau]
  D -->|Non apolaire| F[Soluble dans un solvant apolaire]

Miscibilité de deux liquides

Deux liquides sont miscibles s’ils forment un mélange homogène (une seule phase), non miscibles s’ils forment deux phases. L’eau et l’éthanol sont miscibles (polaires, liaisons hydrogène). L’eau et l’huile de palme ne le sont pas : l’huile, apolaire et moins dense, flotte.

Exemple résolu 3 : extraire le diiode

Kofi dispose d’une solution aqueuse brunâtre de diiode \(\ce{I2}\) (molécule apolaire) et de cyclohexane (solvant apolaire, non miscible à l’eau). Que se passe-t-il s’il agite les deux dans une ampoule à décanter ?

Voir la solution

\(\ce{I2}\) est apolaire : il est bien plus soluble dans le cyclohexane (apolaire) que dans l’eau. Après agitation et repos, on obtient deux phases ; le diiode est passé en grande partie dans la phase de cyclohexane (colorée en violet), la phase aqueuse s’est décolorée. C’est une extraction par solvant.

Le beurre de karité (graisse apolaire) tache un pagne. Quel liquide le dissoudra le mieux ?

Un solvant apolaire comme le white-spirit.
De l’eau pure froide.
De l’eau salée.

« Qui se ressemble s’assemble » : une graisse apolaire se dissout dans un solvant apolaire, pas dans l’eau, polaire.

Erreurs fréquentes

Récapitulatif

L’eau est un solvant polaire : liaisons O–H polarisées et molécule coudée.
Dissolution d’un solide ionique : dissociation, solvatation (hydratation), dispersion.
Équation : solide \(\ce{(s)}\) à gauche, ions \(\ce{(aq)}\) à droite, éléments et charges conservés.
Pour \(\ce{X_aY_b}\) : \([\ce{X^{p+}}] = a\,c\) et \([\ce{Y^{q-}}] = b\,c\).
Espèces moléculaires : « qui se ressemble s’assemble » ; les liaisons hydrogène favorisent la solubilité dans l’eau.

Molécule polaire

Molécule dont les charges partielles ne se compensent pas, comme l’eau coudée.

Les 3 étapes de la dissolution

Dissociation, solvatation (hydratation), dispersion.

Concentration d’un ion

Coefficient de l’ion dans l’équation multiplié par c.

Liaison hydrogène

Attraction entre un H lié à O ou N et un doublet d’un O ou N voisin.

Miscibilité

Deux liquides miscibles forment une seule phase homogène.