Fiche de physique - chimie
> >

Solutions électrolytiques

Partager :


Solides ioniques cristallins

Structure

Certains composés solides présentent des formes régulières tels que le chlorure de sodium ou le sucre.

C'est René-Just Haüy qui fut le premier à penser que la régularité des formes du cristal était la conséquence d'un arrangement des composants du cristal (atomes, ions ou molécules).
Un solide ionique est un solide composé d'ions dans un solide ionique cristallin (cristal ionique), les anions et les cations sont disposés de façon ordonnée dans l'espace.


On peut représenter le cristal ionique sous différente manières : le modèle compact, le modèle éclaté et le modèle macroscopique.
Solutions eletrolytiques : image 1
Solutions eletrolytiques : image 2
Solutions eletrolytiques : image 3
Modèle compact Modèle éclaté Modèle macroscopique


Cohésion du cristal ionique

Dans un solide ionique, les ions présents exercent les uns sur les autres des forces d'interaction électrostatique (interaction coulombienne). Si les deux charges sont de même signe alors elles vont se repousser et si les charges sont de signes contraires alors les charges vont s'attirer. La valeur de la force d'attraction/répulsion est plus forte (respectivement plus faible) si les ions sont plus proches (respectivement plus éloignés).
L'ensemble des interactions coulombiennes entretient la cohésion des ions dans le solide ionique.


Polarité d'une molécule

Notion d'électronégativité

Une liaison covalente entre deux atomes est la mise en commun d'un électron de chaque atome.
Les atomes qui sont engagés dans la liaison covalente n'attirent pas les électrons de la liaison covalente avec la même force.
Plus un atome est électronégatif, plus il aura tendance à attirer les électrons de la liaison covalente dans laquelle il est engagé.


En regardant le tableau périodique, l'électronégativité augmente de bas en haut et de gauche à droite.


Exemple : Chlorure d'hydrogène dont la liaison covalente est attirée par l'ion chlorure :
Solutions eletrolytiques : image 4


Molécule diatomique

On attribue une charge partielle +\delta à l'atome le moins électronégatif et une charge partielle -\delta à l'atome le plus électronégatif.

La molécule est polaire, c'est un dipôle.
Dans le cas où les 2 atomes sont les mêmes (ex : dihydrogène), la molécule est apolaire.

Molécule polyatomique

On cherche le barycentre de G^+ de toutes les charges +\delta et le barycentre G^- de toutes les charges négatives -\delta.
Si G^+ et G^- sont confondus alors la molécule est apolaire.
Si G^+ et G^- ne sont pas confondus alors la molécule est polaire.
Attention : La polarité d'une molécule est aussi due à sa géométrie (si la molécule est coudée ou linéaire etc.).


Les solutions aqueuses électrolytiques

Une solution est par définition, obtenue par dissolution d'un soluté dans un solvant.

Une solution électrolytique contient des ions et conduit le courant électrique.

La dissolution d'un électrolyte dans l'eau se déroule en 3 étapes :

1. La dissociation
Les molécules d'eau affaiblissent les interactions entre les ions du cristal ionique qui se désagrège.

2. La solvatation
Les ions s'entourent de molécules d'eau. Quand un ion est hydraté, on lui rajoute (aq) à la fin de la formule.

3. La dispersion
Les ions hydratés se dispersent dans la solution qui devient homogène.

Saturation

La quantité maximale de soluté que l'on peut dissoudre dans un solvant est appelée solubilité de ce soluté. Celle-ci dépend du solvant et de la température.

Quand on dépasse la limite maximale, la solution est dite saturée.

Exemple : La solubilité du NaCl est de 36g par 100g d'eau.

Cas du proton

L'ion hydrogène est constitué d'un proton. On l'appelle couramment proton.
Une molécule d'eau peut former une liaison covalente avec le proton pour former le cation oxonium H_3O^+.

Équation chimique de la dissolution

La dissolution d'un électrolyte est une transformation chimique qui se modélise par l'équation de la réaction chimique.
Exemples :
NaCl_{\textrm{(s)}} \longrightarrow Na^+_{\textrm{(aq)}}+Cl^-_{\textrm{(aq)}}
HCl_{\textrm{(s)}} \longrightarrow H^+_{\textrm{(aq)}}+Cl^-_{\textrm{(aq)}}
H_2SO_4_{\textrm{(l)}} \longrightarrow 2H^+_{\textrm{(aq)}}+SO_4^{2-}_{\textrm{(aq)}}


Concentrations

Concentration de soluté apporté

La concentration molaire de soluté apporté est définie par la relation suivante :

c=\dfrac{n}{V} avec \left \lbrace \begin{array}{l}c\text{ en mol.L}^{-1}\\n\text{ en mol}\\V\text{ en L}\\ \end{array} \right.

Concentrations des espèces présentes en solution

La concentration d'une espèce X présente en solution est donnée par la relation suivante :
[X]=\dfrac{n(X)}{V} avec \left \lbrace \begin{array}{l}[X]\text{ en mol.L}^{-1}\\n(X)\text{ en mol}\\V\text{ en L}\\ \end{array} \right.

Dilution

Quand on effectue une dilution, on peut utiliser cette relation (vu en seconde) :
c_1V_1=c_2V_2
Cette relation peut aussi s'écrire, grâce aux concentrations en espèces dissoutes :
[X]_1.V_1=[X]_2.V_2
Publié le
ceci n'est qu'un extrait
Pour visualiser la totalité des cours vous devez vous inscrire / connecter (GRATUIT)
Inscription Gratuite se connecter
Merci à
Skops
pour avoir contribué à l'élaboration de cette fiche


  • Cette fiche

    Imprimer
    Réduire   /   Agrandir

    Pour plus d'options, Connectez vous
  • Forum de physique

    * forum de première
    Plus de 20 333 topics de physique - chimie en première sur le forum.
Mentions légales - Retrouvez cette page sur l'île de la physique - chimie
© digiSchool 2017

Vous devez être membre accéder à ce service...

Pas encore inscrit ?

1 compte par personne, multi-compte interdit !

Ou identifiez-vous :


Rester sur la page

Inscription gratuite

Fiches en rapport

parmi 203 fiches de physique

Désolé, votre version d'Internet Explorer est plus que périmée ! Merci de le mettre à jour ou de télécharger Firefox ou Google Chrome pour utiliser le site. Votre ordinateur vous remerciera !