Notions de cours
.
PARTIE A : Les cristaux
.
I La formation d’un cristal
.
1° Les liaisons qui assurent la cohésion du cristal
Le rapprochement d’anions (-) et de cations (+) aboutit à un empilement ordonné et régulier d’ions. C’est ce qu’on appelle un cristal.
En voir une illustration en vidéo ci-dessous :
Exemple du chlorure de sodium ci-dessous :
Les ions s’empilent dans un ordre régulier. Un cristal est une structure ordonnée.
.
2° La maille du cristal
1° Division du cristal en motifs élémentaires.
On peut alors rechercher alors la plus petite partie du cristal qui constituera un motif cristallin élémentaire. Ce motif, répété par translation, permettrait de générer entièrement le cristal.
Ce motif est inscrit dans une forme géométrique qu’on appellera « une maille ».
2° Définition de la maille:
Une maille est une forme géométrique contenant le motif élémentaire cristallin qui, en se répétant, permet de générer le cristal.
.
3° Exemple de la maille cubique à face centrée du chlorure de sodium
La maille ci-dessous est dite cubique. Les ions sodium sont en jaune et les ions chlorure sont en vert :
.
II Les forces de cohésion dans les cristaux solides
1° Cas de la liaison ionique
Les liaisons inter-ioniques sont de type électrostatique et suivent la loi de Coulomb. Les interactions entre ions dont les charges sont de signes opposés vont assurer la cohésion du cristal (Voir l’attraction électrostatique entre Na+ et Cℓ– schématisée ci-dessous)
.
2° Cas des interactions entre dipôles électriques
La molécule de chlorure d’iode ICℓ est une molécule covalente. La liaison entre l’atome d’iode et l’atome de chlore est une liaison de covalence réalisée par une mise en commun d’électron.
La molécule de ICℓ est une molécule polarisée. Il est résulte une charge locale δ+ sur l’iode et δ- sur le chlore.
Il s’établit alors une liaison entre les charges δ+ sur une molécule et δ- sur une autre molécule voisine. Ces liaisons sont figurées en pointillés sur ce schéma. Elle s’appellent des liaisons de Van der Waals. Ces interactions vont s’étendre au reste du cristal et maintenir les molécules entre-elles et assurer ainsi la cohésion du solide.
Définition de la liaison de Van der Waals
.
3° Influence sur la solubilité
.
Des liaisons intermoléculaires de type Van der Waals peuvent exister entre des molécules qui possèdent des charges locales assez marquées. Dans ce cas, cette attraction est un facteur favorable à la solubilité des ces composés.
Exemples :
- Le chlorure d’iode ICℓ est soluble dans l’eau car ces molécules portent d’importantes charges locales δ+ et δ -.
- De même, le dioxyde de carbone est très soluble dans l’eau, car même si la molécule de CO2 est globalement apolaire, elle possède d’importantes charges locales δ+ et δ -. Il existe donc bien des force électrostatiques entre ces 2 molécules.
.
.
.
III Dissolution d’un cristal
.
Cliquez sur l’image suivante pour accéder à l’animation « dissolution d’un cristal ». Vous y verrez le mécanisme qui aboutit à la dissolution progressive d’un cristal de chlorure de sodium.
Utiliser un navigateur que vous savez débloquer (Voir « Tube a essai.fr » > La réserve > débloquer mon navigateur) et débloquez-le à la demande.
.
.
Remarque : Si vous ne parvenez pas à utiliser l’animation, une vidéo correspondante est accessible en cliquant sur le lien suivant « Vidéo-dissolution d’un cristal« .
.
Conclusion – Un mécanisme en 2 étapes :
- 1ere étape : On observe une dislocation du cristal : Il y a destruction de liaisons. Cette étape nécessite de l’énergie. Elle est donc endothermique
- 2eme étape : Les molécules s’entourent de molécules d’eau. C’est la solvatation des ions : Il y a création de liaison. Cette étape libère de l’énergie. Elle est donc exothermique.
.
Bilan thermique :
Selon le nombre et l’énergie des liaisons crées ou détruite, le bilan de la dissolution peut être soit exothermique (cas du NaOH), soit endothermique (cas du NaNO3) soit athermique (Cas du NaCℓ).
.
.
PARTIE B : La liaison hydrogène
.
I L’eau est une molécule polarisée
.
.
La différence d’électronégativité entre l’oxygène et l’hydrogène fait apparaitre des charges locales δ+ sur H et δ- sur O. Il en résulte une polarisation de la liaison O-H. La somme géométrique des 2 polarisation n’est pas nulle. La molécule est donc polarisée.
.
.
II Établissement d’une « liaison hydrogène » entre 2 molécules d’eau voisines.
.
.
L’existence des charges locales δ+ et δ- va créer une liaison d’attraction électrostatique entre 2 molécules voisines. Cette liaison est un cas particulier de liaison de Van der Waals car elle plus forte (= plus énergétique). On lui a donc donné un nom à part : c’est la liaison hydrogène.
.
.
III Les liaisons hydrogène dans l’éthanol.
.
.
Des liaisons hydrogène vont s’établir entre les molécules d’éthanol. Elles vont se créer entre le doublet non-liant de l’oxygène O qui est chargé δ– et l’hydrogène H de la liaison O-H qui est chargé δ+.
.
.
IV Dans quel cas s’établit la liaison hydrogène
.
Définition :
La liaison hydrogène ne se forme qu’entre un atome d’hydrogène H et un atome d’oxygène O, d’azote N, de chlore Cℓ ou de Fluor F, ces atomes étant très électronégatifs.
.
.
V Conséquences de la liaison hydrogène sur l’eau.
.
1° Pourquoi les gouttes d’eau sont-elles sphériques ?
.
.
Alors que les molécules d’huile s’étalent sur une table, les molécules d’eau se regroupent sous l’action de la liaisons hydrogène. Elles forment alors des gouttes.
.
2° Pourquoi la glace est-elle moins dense que l’eau ?
.
.
Les liaisons hydrogène persistent à l’état solide. Elles participent à la formation du cristal de glace.
.
.
La structure moléculaire obtenue n’est pas très dense. Il y a de grands interstices vides au sein du cristal (voir ci-dessous)
Conséquences :
- L’eau solide est donc moins dense que l’eau liquide.
- Les cristaux de neige ont une géométrie particulière
Pour info :
Ci-dessous, on peut voir une ébauche tridimensionnelle d’un cristal de glace. La liaison hydrogène pourra expliquer l’origine de la forme en étoile des flocons de neige (ci-dessous)
.
3° Pourquoi l’eau est-elle plus difficile à vaporiser que beaucoup d’autres liquides ?
.
Dans l’eau, les liaisons hydrogène entre les molécules d’eau augmentent la cohésion des états solide et liquide, ce qui explique des températures de changement d’état élevées.
.
.
.
PARTIE C : Extraction par solvant
.
I Expérience d’extraction du diiode I2 en milieu aqueux par l’action du cyclohexane
.
Regarder la vidéo ci-dessous pour visualiser le passage d’une espèce (I2) initialement dans l’eau, vers un autre solvant (ici le cyclohexane).
.
.
Conclusion : Le diode était soluble dans l’eau, mais il est plus soluble dans le cyclohexane. Cette propriété est un facteur favorable pour une extraction liquide/liquide.
L’autre facteur favorable étant une différence de densité.
.
.
II Influence des liaisons intermoléculaires :
.
1° Mécanisme
.
Les molécules passent d’un solvant à un autre en fonction de leur affinité maximale. Elles se regroupent lorsqu’elles peuvent établir des liaisons intermoléculaires de type Van der Waals ou des liaisons hydrogène.
.
2° Conséquence : Soluble ou non-soluble ?
.
Les molécules qui ne peuvent pas établir de liaisons se retrouve spontanément rejetées d’un milieu où les molécules se rassemblent, le mélange d’huile et d’eau étant un parfait exemple de cette séparation spontanée.
.
3° La preuve par l’image
.
Observez sur la vidéo suivante, le caractère soluble ou non-soluble des molécules de diiode I2 ou des ions Cu2+ en fonction du solvant utilisé.
.
.
.
PARTIE D : L’eau, l’huile et les savons
.
I La non miscibilité de l’huile et l’eau
Interprétation microscopique :
Après agitation, on obtient une émulsion. Progressivement, les molécules d’eau se regroupent sous l’action de la liaison hydrogène. Les molécules d’huile sont donc lentement exclues du milieu auquel elles ne se lient pas. On dit qu’elles ne sont pas miscibles.
De plus, leur densité plus faible les dirige progressivement vers le haut. Le mélange est dit instable.
.
II Influence d’un ajout de liquide vaisselle
.
1° Positionnement du liquide vaisselle à l’interface entre l’huile et l’eau
.
On observe que le liquide vaisselle se place à l’interface entre l’eau et l’huile. On peut même observer que la molécule se positionne verticalement, une partie dans l’eau, une partie dans l’huile.
.
2° Interprétation microscopique
.
Le liquide vaisselle est constitué de molécules tensioactives. Une molécule de tensioactif possède une extrémité hydrophile (qui aime l’eau) et une extrémité lipophile (qui aime l’huile). On résume ces 2 propriétés sous le terme « amphiphile« .
Vocabulaire : « hydrophobe » est ici synonyme de « lipophile ».
Amphiphile : « qui possède à la fois un groupe hydrophile et un groupe hydrophobe. »
.
3° Exemples de tensioactifs
.
Le liquide vaisselle contient des molécules tensioactives, ainsi que le savon, la lessive, les shampoings etc.
Les protéines sont aussi des molécules tensioactives.
.
.
III Les propriétés dégraissantes des savons
.
1° Création d’une micelle dans l’eau
.
La modélisation ci-dessous représente une micelle d’huile (lipide) dans l’eau.
Les molécules de tensioactifs vont spontanément se placer à la surface de la goutte d’huile. La partie lipophile sera dans l’huile et la partie hydrophile sera dans l’eau. Cet ensemble forme « une micelle ».
.
2° Action lavante d’un liquide contenant des tensioactifs.
.
Consigne : Cliquez sur l’image suivante pour accéder à l’animation « Actions d’un tensioactif ». Vous y verrez les mécanismes d’action des molécules tensioactives et en particulier l’action lavante des tensioactifs contenus dans les savons ou la lessive.
Utiliser un navigateur que vous savez débloquer (Voir « Tube a essai.fr » > La réserve > débloquer mon navigateur) et débloquez-le à la demande.
.
.
Remarque : Si vous ne parvenez pas à utiliser l’animation, une vidéo correspondante est accessible en cliquant sur le lien suivant « Action lavante d’un tensioactif«
.
3° Conclusion :
Lors d’un lavage, les molécules de tensioactifs se placent autour des gouttes d’huile. Elles forment des micelles qui flottent dans l’eau. Lors du rinçage à l’eau, les micelles, miscibles dans l’eau, sont évacuées.
.
.
Exercices possibles
.
Indication : Pour tous les exercices, on vous donnera accès au tableau périodique des éléments.
Notations : Les exercices avec un « Hashtag » (#) donne lieu à un commentaire ci-après à ne pas négliger. Les exercices avec étoile (*image) ou (*vidéo) ont un fichier image imprimable à télécharger, ou une vidéo, accessible en cliquant sur le numéro de l’exercice.
.
Exercices d’application directes p 166 et suivantes : n° 18 – n° 22 et n° 44
Entrainez-vous, leurs corrigés sont déjà accessibles dans la partie « Corrigés des exercices » au bas de cette page.
Exercices d’approfondissement p 126 et suivantes : n° 16 – n° 21 – n° 38(*vidéo) – n° 42 – n°49(*vidéo).
Exercices de type « problème » identique à l’exercice résolu p 128 et 129 : n° 34 – n° 36
.
.
Bilan
.
Cliquer sur le lien suivant pour accéder à « L’essentiel du chapitre »
Cliquer sur le lien suivant pour accéder à une Synthèse des activités du chapitre.
.
Corrigés des exercices
.
Indication : Les liens suivants ne sont actifs que lorsque le chapitre ou une partie de chapitre est terminé.
Cliquez sur les liens suivants pour accéder à leurs corrigés.
.
Corrigés des exercices d’application directes :
Lien pour accéder à la « Rédaction de l’exercice 22 »
Lien pour accéder à la « Rédaction de l’exercice 18 »
Lien pour accéder à la « Rédaction de l’exercice 44 »
.
La partie ci-dessous est protégée par mot de passe. Ce code peut vous être donné si vous avez besoin d’y accéder.
.
.