Chapitre C11 (livre p200 et p218)

La cohésion des solidesLa cohésion des solidesetet

leur dissolution dans un leur dissolution dans un solvantsolvant

Activité expérimentale et documentaire N°1 à coller

I- Les solides moléculaires :I- Les solides moléculaires :

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.

En mouvement constant et molécules

« très éloignés ».

Liquide

Solide Gaz

1-Les états de la matière et les changements d’état physique (ou transformation physique) :

- 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 = ……………

2- Mesure de l’énergie de fusion de la glace en observant la fonte d’un glaçon :

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 WaalsJohannes 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 hydrogèneDans 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 :

- 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.

- 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.

- Un solide moléculaire est un empilement régulier de molécules dans l’espace.

II- Les solides ioniques :II- Les solides ioniques :

Activité documentaire N°2 p202

- 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)).

Cours :

III- La dissolution des solides :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

Dislocation

(ou dissociation)

Solvatation (ou hydratation) et

dispersion

Animation

Mise en solution d’un solide

ionique dans l’eau

2- Dissolution d’un solide ionique : concentration en soluté apporté C et concentration effective des ions [X]

Schéma

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.

- Placer une coupelle sur la balance allumée.- Appuyer sur le bouton « tare » pour afficher 0,0 g.- Peser la masse m de soluté.

- Compléter jusqu'au trait de jauge avec de l'eau distillée. - Agiter en retournant complètement la fiole jaugée.

- Remplir à moitié la fiole jaugée avec de l’eau distillée.- Boucher puis agiter jusqu’à dissolution complète du solide.

12 34

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 et [Aq-] = nA- = yC

V V

Pour avoir une solution électriquement neutre, on constate que [Cp+] = x[Aq-] y

IV- La polarité d’un solvant :IV- La polarité d’un solvant :

Activité documentaire N°31- Une propriété : la polarité d’une molécule

2- Représente l’hydratation d’un cation et d’un anion.

1- Que prouve l’expérience du filet d’eau ou de cyclohexane ?

IV- La polarité d’un solvant :IV- La polarité d’un solvant :

Activité documentaire N°31- Une propriété : la polarité d’une molécule

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.

1- Que prouve l’expérience du filet d’eau ou de cyclohexane ?

+

-

Hydratation

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.

+

-

2δ-

δ+

δ+

δ+

δ+

2δ-

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

1- Quel est l’aspect du mélange dans les éprouvettes ? Que peut-on en conclure sur les solvants entre eux ?

Acétate d’éthyle

Eau

Dichlorométhane

Sulfate de cuivre

CuSO4

Diiode

I2

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.