Physique & Chimie au lycée

Cours de physique-chimie pour les classes de 1ère et Terminale

Sommaire
SP-1 ES-1
SP-T ES-T
3e SNT
Divers Annales

C7. Cohésion, solubilité et miscibilité

Cohésion des solides

  • Expliquer la cohésion au sein de composés solides ioniques et moléculaires par l’analyse des interactions entre entités.

Solides ioniques

La cohésion d’un solide ionique est due aux interactions électrostatiques entre cations et anions. Rappelez-vous, on l’a vu au chapitre P1.

Les solides ioniques, parfois appelés « sels » en chimie, sont des cristaux (empilement ordonnés de cations et d’anions). L’interaction entre ions est forte, d’où une température de fusion élevée (environ 800 °C pour le chlorure de sodium) car il faut une forte agitation thermique pour surpasser ces interactions.

Un cristal ionique est électriquement neutre : les charges positives des cations sont compensées par les charges négatives des anions.

Représentation d’un cristal de chlorure de sodium

Solides moléculaires

La plupart des solides moléculaires sont également des cristaux, c’est-à-dire un empilement ordonné de molécules.

Molécules polaires

La cohésion des solides formés de molécules polaires s’expliquent par l’interaction électrique entre les pôles positif et négatif des molécules. Ces interactions sont appelées forces de Van der Waals.

De plus, une liaison hydrogène peut s’établir entre un hydrogène chargé δ+ et un atome électronégatif de la 2e ligne du tableau périodique (N, O, F). Cette liaison hydrogène est due en partie à l’interaction électrostatique. Elle est plus forte que les forces de Van de Waals.

Liaison hydrogène entre deux molécules d’eau

Les solides composés de molécules polaires ont une température de fusion relativement élevée (0 °C pour l’eau, 1710 °C pour la silice $*\ce{SiO2}*$, …)

Molécules apolaires

Dans les molécules apolaires (et les gaz nobles), des forces de Van der Waals peuvent apparaître par polarisation induite. Ce phénomène ne peut s’expliquer correctement qu’en faisant appel à la mécanique quantique.

Il en résulte que même des molécules apolaires peuvent former des solides, bien que ce soit, en général à très basse température (–182 °C pour le méthane $*\ce{CH4}*$), par exemple).

D’autres facteurs, comme la masse molaire, joue un rôle important. Par exemple le diiode $*\ce{I2}*$, bien que non polaire, a une température de fusion de 113,5 °C. Ceci s’explique (au moins en partie) à cause de sa masse molaire importante (254 g·mol-1).

Cohésion des solides

Données : χ(H) = 2,2 ; χ(C) = 2,6 ; χ(N) = 3,0 ; χ(O) = 3,4 ; χ(Cl) = 3,2

1. Une molécule d’hydroxylamine représentée ci-dessous peut-elle former des liaisons hydrogène avec une autre molécule d’hydroxylamine ? Si oui, représenter les liaisons hydrogène qui peuvent s’établir entre deux molécules.

2.a. La température de fusion du propan-1-ol $*\ce{H3C–CH2–CH2–OH}*$ est de –127 °C alors que la température de fusion du glycol $*\ce{HO–CH2–CH2–OH}*$ est de –13 °C. Justifier cette différence importante.

2.b. Même question pour le méthane $*\ce{CH4}*$ ($*\theta_f*$ = –182 °C) et le chlorométhane $*\ce{CH3Cl}*$ ($*\theta_f*$ = –98 °C)

Dissolution des solides

  • Expliquer la capacité de l’eau à dissocier une espèce ionique et à solvater les ions.
  • Modéliser, au niveau macroscopique, la dissolution d’un composé ionique dans l’eau par une équation de réaction, en utilisant les notations (s) et (aq).
  • Calculer la concentration des ions dans la solution obtenue.
  • Expliquer ou prévoir la solubilité d’une espèce chimique dans un solvant par l’analyse des interactions entre les entités.
  • Choisir un solvant et mettre en œuvre un protocole d’extraction liquide-liquide d’un soluté moléculaire.

Dissolution des solides ioniques

Un solide ionique (aussi appelé sel en chimie) est une association d’anions et de cations en proportion telle que leurs charges se compensent.

Exemples de solides ioniques

Nom & formule Composition
Chlorure de sodium $*\ce{NaCl}*$ $*\ce{Na+}*$ et $*\ce{Cl–}*$ en quantité égale
Sulfate d’ammonium $*\ce{(NH4)2SO4}*$ 2 $*\ce{NH4+}*$ pour chaque $*\ce{SO4^2–}*$
Chlorure de fer (II) $*\ce{FeCl2}*$ 2 $*\ce{Cl–}*$ pour chaque $*\ce{Fe^2+}*$
Chlorure de fer (III) $*\ce{FeCl3}*$ 3 $*\ce{Cl–}*$ pour chaque $*\ce{Fe^3+}*$
Liste des ions à connaître par cœur
sodium $*\ce{Na+}*$
potassium $*\ce{K+}*$
calcium $*\ce{Ca^2+}*$
ammonium $*\ce{NH4+}*$
chlorure $*\ce{Cl–}*$
nitrate $*\ce{NO3–}*$
sulfate $*\ce{SO4^2–}*$
phosphate $*\ce{PO4^3-}*$

À l’état solide, la charge des différents ions n’est pas explicitée, c’est pourquoi il est important de connaître quelques formules d’ions par cœur.

Dissolution de solides ioniques dans l’eau

Beaucoup de solides ioniques sont solubles dans l’eau. En effet, à cause du caractère polaire de l’eau, la force d’interaction électrique entre les ions est divisée par 80 !

La dissolution d’un solide ionique comprend trois étapes :

  • la dissociation des ions du solides ;
  • leur solvatation : chaque ions est entouré de molécules de solvant ;
  • la dispersion des ions dans le solvant.

Les solides ioniques se dissolvent mieux dans les solvants polaires que dans les solvants apolaires car les ions sont des particules chargées.

Anion et cation solvatés par des molécules d’eau

Un anion solvaté est entouré de molécules d’eau présentant leurs atomes d’hydrogène chargés δ+, tandis qu’un cation solvaté est entouré de molécules d’eau présentant leurs atomes d’oxygène chargé δ–

Équations de dissolution

L’équation-bilan de dissolution d’un solide ionique indique en quels ions le solide ionique se dissocie.

Exemple n°1 : le chlorure de calcium

Le chlorure de calcium est composé d’ions chlorure $*\ce{Cl–}*$ et d’ions calcium $*\ce{Ca^2+}*$. Sa formule est $*\ce{CaCl2}*$.

Son équation de dissolution est : $*\ce{CaCl2(s) \rightarrow Ca^2+(aq) + 2 Cl^–(aq)}*$

Lors de sa dissolution, chaque mole de chlorure de calcium se décompose en une mole d’ion calcium $*\ce{Ca^2+}*$ et deux moles d’ions chlorure $*\ce{Cl–}*$.

L’indice (s) indique l’état solide, l’indice (aq) – pour aqueux – indique un état solvaté par l’eau (donc en solution).

Dans une solution de chlorure de calcium à 0,1 mol·L-1, la concentration des ions calcium $*\ce{[Ca^2+]}*$ vaut 0,1 mol·L-1 et la concentration des ions chlorure $*\ce{[Cl–]}*$ vaut 0,2 mol·L-1.

Exemple n°2 : le sulfate de fer (III)

Le sulfate de fer (III) est composé d’ions sulfate $*\ce{SO4^2–}*$ et d’ions fer (III) $*\ce{Fe^3+}*$. Sa formule est $*\ce{Fe2(SO4)3}*$.

Équation de dissolution : $*\ce{Fe2(SO4)3(s) \rightarrow 2 Fe^3+(aq) + 3 SO4^2–(aq)}*$

Concentration en $*\ce{Fe^3+}*$ et $*\ce{SO4^2–}*$ d’une solution de sulfate de fer (III) de concentration $*c*$ : $*\ce{[Fe^3+]}*$ = $*2c*$ et $*\ce{[SO4^2–]}*$ = $*3c*$.

Notation de la concentration d’un ion
La concentration d’un ion ou d’une molécule est souvent notée avec la formule de l’ion entre crochets.
Exemple : $*\ce{[Na+]}*$ = concentration molaire en ion $*\ce{Na+}*$

Équations de dissolution

Écrire l’équation de dissolution des sels solides suivants : chlorure de potassium $*\ce{KCl(s)}*$ ; carbonate de potassium $*\ce{K2CO3(s)}*$ ; chlorure de nickel $*\ce{NiCl2(s)}*$ ; phosphate de calcium $*\ce{Ca3(PO4)2}*$.

Concentrations

Déterminer la concentration molaire en chacun des ions des solutions suivantes :
• Solution de chlorure de fer (III) $*\ce{(Fe^3+(aq) + 3 Cl–(aq))}*$ à 10 mmol·L-1
• Solution de sulfate de sodium $*\ce{(2 Na+(aq) + SO4^2–(aq))}*$ à 10 mmol·L-1

Masse et concentration

On réalise 200 mL d’une solution de chlorure d’aluminum $*\ce{AlCl3(s)}*$ à partir de 500 mg de ce sel.

1. Calculer la concentration massique et molaire de cette solution.
2. Calculer la concentration massique et molaire de chacun des ions dans cette solution.

Réaliser une solution

Le sel de Mohr est un solide ionique hydraté contenant des ions fer (II), des ions sulfate et des ions ammonium. Sa formule est $*\ce{(NH4)2Fe(SO4)2·6H2O}*$. Sa masse molaire vaut 392,1 g·mol-1.
On vous demande de réaliser 200 mL d’une solution de sel de Mohr dont la concentration en ions $*\ce{Fe^2+}*$ soit $*c*$ = 1,0 g·L-1.
Comment allez-vous faire ? (calculs + protocole)

Solubilité

La solubilité est la capacité d'une substance, appelée soluté, à se dissoudre dans une autre substance, appelée solvant, pour former un mélange homogène appelé solution. La solubilité est une grandeur désignant la concentration maximale (massique ou molaire) du soluté dans le solvant, à une température donnée. La solution ainsi obtenue est alors saturée.

Les solutés polaires ou chargés sont généralement plus solubles dans les solvants polaires que dans les solvants apolaires, et inversement.

La solubilité de $*\ce{NaCl}*$ par exemple, est de 358 g·L-1 dans l’eau à 20 °C.
La solubilité du diiode $*\ce{I2}*$, molécule apolaire n’est que de 0,33 g·L-1.

Solubilité d’un solide dans différents solvants

  • Comparer la solubilité d’une espèce solide dans différents solvants (purs ou en mélange).

• Comparer la solubilité du chlorure de sodium dans l’eau et dans l’éthanol

• Comparer la solubilité du diiode dans l’eau et dans l’huile

Vous rédigerez un protocole avant de réaliser vos expériences.

Solubilité dans l’eau

La solubilité du monochlorométhane $*\ce{CH3Cl}*$ dans l’eau est de 5,0 g·L-1 alors que celle du tétrachlorométhane $*\ce{CCl4}*$ est de 0,8 g·L-1. Expliquez cette différence, sachant que la liaison C–Cl est polarisée.

Extraction par un solvant

L’extraction par solvant, ou extraction directe, consiste à placer un mélange solide dans un solvant. Le solvant utilisé va dissoudre les composés solubles dans celui-ci.

La préparation du café et du thé sont des exemples d’extraction par solvant. Le solvant est de l’eau chaude et les molécules extraites sont diverses : arômes, composés colorés, caféine ou théine, etc.

Extraction de l’acide salycilique

L’acide salicylique est naturellement synthétisé par certains végétaux (comme la reine-des-prés ou le saule). Les propriétés médicales de l’acide salicylique sont connues depuis l’Antiquité, voire la Préhistoire, surtout pour son action contre la fièvre. Il est désormais supplanté par d'autres médicaments plus efficaces comme l’aspirine (qui en est un dérivé).

Acide salycilique
Solubilité de l’acide salicylique dans différents solvants

Eau : 1,8 g/L à 20°C, 66,6 g/L à 100°C
Éthanol : 370,4 g/L
Acétone : 330 g/L
Chloroforme : 23,8 g/L
Éther éthylique : 330 g/L

1. L’acide salicylique est-il polaire ou apolaire ?
2. Proposer un protocole pour extraire l’acide salicylique de reine-des-près ou de saule.
3. Si vous ne disposez que d’eau, proposer un protocole pour extraire l’acide salycilique le plus efficacement possible.

Mélange de liquides

Miscibilité de deux liquides

La miscibilité est la « solubilité » d’un liquide dans un autre. Deux liquides sont dits miscibles s’ils peuvent former un mélange homogène. Certains liquides ne sont que partiellement miscibles entre eux. Par exemple, le butan-1-ol $*\ce{CH3–CH2–CH2–CH2–OH}*$ n’est miscible à l’eau que jusqu’à 77 g·L-1. Au-delà, il n’est plus miscible.
Le terme « solubilité » est parfois utilisé à la place de miscibilité.

Extraction liquide-liquide

Extraction du diiode

  • Choisir un solvant et mettre en œuvre un protocole d’extraction liquide-liquide d’un soluté moléculaire.

Extraire le diiode d’une solution aqueuse contenant du sulfate de cuivre et du diiode.

Elle consiste à extraire une ou plusieurs espèces dissoutes dans un solvant A à l’aide d’un solvant B. L’un des deux solvants est généralement l’eau.

Deux conditions sur le choix du solvant extracteur B :

 • Les espèces à extraire doivent être plus solubles dans B que dans A.
 • A et B ne doivent pas être miscibles.

L’exemple classique est celui de l’extraction du diiode $*\ce{I2}*$, peu soluble dans l’eau car apolaire, par du cyclohexane. Le cyclohexane est un solvant apolaire non miscible à l’eau.

Extraction de I2 d’une solution aqueuse par le cyclohexane

Pour récupérer ensuite le soluté extrait par le solvant B, on procède en général à une évaporation de celui-ci.

Extraction du benzaldéhyde

On souhaite extraire le benzaldéhyde d’une solution aqueuse.

Données
Espèce chimique Solubilité du benzaldéhyde Densité Miscibilité avec l’eau
Eau Faible 1,00 -
Éthanol Très soluble 0,79 Totale
Éther Très soluble 0,71 Faible
Acétone Très soluble 0,78 Grande
Cyclohexane Soluble 0,78 Faible

1. Quel solvant choisir ?
2. Dessiner l’ampoule à décanter avant puis après agitation, en indiquant la composition des phases.

Tensioactifs

  • Expliquer le caractère amphiphile et les propriétés lavantes d’un savon à partir de la formule semi-développée de ses entités. Citer des applications usuelles de tensioactifs.
  • Illustrer les propriétés des savons.

Qu’est-ce qu’un tensioactif ?

Les savons sont composés de molécules ou d’ions « tensioactif ». Un tensioactif est une molécule ou un ion ayant une partie lipophile/ hydrophobe (apolaire) et une partie hydrophile / lipophobe (polaire ou chargée).

On dit que les tensioactifs sont des « amphiphiles » : ils sont à la fois solubles/miscibles dans un solvant polaire et dans un solvant apolaire.

Structure d’un tensioactif

Exemple : l’ion oléate, tiré de l’huile d’olive (contenu dans le savon de Marseille).

L’ion oléate

Propriétés des savons

Les savons (et les détergents en général, c’est-à-dire toutes les substances contenant des tensioactifs, lessive, shampoing, liquide vaisselle, etc.) ont la propriété de laver. Ils sont capables de nettoyer la graisse (et autres substances organiques non solubles dans l’eau) se trouvant sur un objet.

En présence de graisses (des substances qui sont apolaires et donc non solubles dans l’eau), le savon forme des micelles :

Constitution d’une micelle

Les entités tensioactives entoure la graisse en y dissolvant leur partie apolaire (la chaîne carbonée lipophile). La tête polaire, non soluble en milieu apolaire, reste à l’extérieur de la graisse. Cette petite goutte de graisse entourée de tensioactif est appelée une micelle. Elle peut circuler dans l’eau et ne s’accrochera pas à une surface solide. Cela explique les propriétés lavantes des tensioactifs.

La capacité à faire des bulles (ou des membranes) peut s’expliquer par les mêmes caractéristiques des tensioactifs : un mince couche d’eau est emprisonnée entre deux couches de tensioactifs.

Structure d’une membrane d’une bulle de savon

Vidéo faisant une synthèse des notions vues