Fiche de cours

Dissolution d'un solide ionique dans un solvant polaire

Lycée > Premiere > Physique Chimie > Dissolution d'un solide ionique dans un solvant polaire

Fiche de cours
Quiz et exercices
Vidéos et podcasts

Objectif(s)

Préciser ce qu’est un solvant polaire. Etudier la dissolution d’un solide ionique dans un solvant polaire. Donner la définition de la concentration molaire et massique d’un soluté dissous dans un solvant. Introduire la notion de solubilité.

1. Les solvants

Par définition, un solvant est un liquide dans lequel il est possible de dissoudre certaines espèces chimiques, désignées sous le terme générique de solutés. Ces derniers peuvent être solides, liquides ou gazeux. Le mélange entre un solvant et un soluté constitue une solution.

L’eau (

) est un solvant très employé. De part l’électronégativité de l’atome d’oxygène, les électrons assurant les deux liaisons covalentes de la molécule ne sont pas équitablement répartis entre l’oxygène et les deux hydrogènes. Il en résulte l’apparition de charges partielles sur la molécule, même si celle-ci est globalement neutre ; c’est un dipôle. L’eau est qualifiée de solvant polaire. Le méthanol, l’éthanol, l’acétone … sont également des solvants polaires.

Par contre, des molécules comme les hydrocarbures (ne contenant que des carbones et des hydrogènes) ne sont pas polaires. En effet, elles ne présentent pas de charges partielles, le carbone étant moins électronégatif que l’oxygène. Quelques solvants de ce type sont l’hexane, le cyclohexane, le toluène ou le benzène. On les nomme solvants apolaires.

2. Dissolution d'un solide ionique dans un solvant

a. Description du phénomène

Si on met en contact un solide ionique avec un solvant polaire, celui-ci est susceptible de progressivement le dissoudre. Par exemple, du chlorure de sodium

versé dans de l’eau : la partie de cette molécule chargée négativement va interagir par les ions sodium

et la partie positive avec les ions chlorure

.

Ces ions vont être détachés du cristal, car attirés par les molécules d’eau. Ils sont alors désormais libres dans la solution. Ils conserveront des molécules d’eau dans leur environnement proche, ce qui les empêchera de reformer le cristal. Ils ont été solvatés. On parle aussi d’hydratation si le solvant est l’eau.

Le cristal va se dissocier, ce qui correspond macroscopiquement à sa dissolution. La solution s’enrichit en ions ; c’est une solution ionique. Le solide ionique est globalement neutre. Il en est de même pour une solution ionique. Elle va contenir autant de charges positives que de charges négatives. Cela constitue son électroneutralité.

Une dissolution ne se produit pas avec tous les solvants. De manière générale, lorsqu’un solvant n’est pas polaire, la dissolution d’un solide ionique est impossible. En effet, dans l’exemple, on a vu que les molécules d’eau pouvaient solvater les ions du cristal grâce à leur charges partielles. Un solvant apolaire n’aurait rien donné : le sel de cuisine n’est pas soluble dans du cyclohexane par exemple.

b. Equation de dissolution

Afin de traduire la transformation observée lors d’une dissolution, on est amené à écrire l’équation de dissolution. Dans l’exemple du sel de cuisine :

NB : (s) pour solide, (aq) pour aqueux.

Lorsque des coefficients interviennent, on a :

De manière générale, en notant C le cation et A l’anion :

Deux lois de conservation seront à respecter : la conservation de la neutralité électrique globale et la conservation des éléments chimiques.

Attention : certains solides ioniques contiennent des molécules d’eau dans leur structure cristalline. Par exemple, le sulfate de cuivre est de couleur bleue car il est pentahydraté : il se note

. Ces molécules d’eau n’interviennent pas dans l’écriture de la réaction de dissolution, mais sont à prendre en compte dans le calcul de la masse molaire du sulfate de cuivre. Un solide ionique sans ces molécules d’eau est dit anhydre.

3. Concentration d'un soluté dans un solvant

a. Concentration molaire

La concentration molaire indique le nombre de mole d’une espèce chimique dissoute par volume de solution. Elle se calcule par la formule :

n est le nombre de mole et V le volume en litre. La concentration molaire c est en mole par litre (mol/L).

Pour une d’une espèce chimique X, elle est également notée

b. Concentration massique

La concentration massique correspond à la masse d’une espèce chimique dissoute par volume de solution. Elle s’écrit :

La masse m est en gramme, et le volume V en litre. Une concentration massique

s’exprime en g/L.

Pour passer de la concentration massique à la concentration molaire, il faut déterminer la masse molaire M de l’espèce chimique et employer la relation

c. Remarque

On peut également exprimer la concentration en masse de soluté (en gramme) dissoute par kilogramme de solution. On fait alors appel à la masse volumique

de la solution, c’est-à-dire au rapport de sa masse par son volume :

La masse m s’exprime en kilogramme, le volume V en litre, et la masse volumique en kg/L. Ce genre de calcul est pertinent pour des solutions concentrées. En effet, dans ce cas, les masses volumiques du solvant et de la solution ne sont pas plus exactement les mêmes.

d. Solubilité

Si on dissout une masse de sel trop importante dans de l’eau, tout le chlorure de sodium ne se dissoudra pas, même en agitant vigoureusement. Il restera du sel au fond du récipient. On dit que la solution est saturée.

On appelle solubilité d’un soluté la concentration maximale que l’on peut atteindre avec un solvant donné. La solubilité est exprimée habituellement en g/L. Lorsqu’une solution est saturée, sa concentration massique correspond à la solubilité.

Pour un solvant donné, la solubilité dépend de la température. Pour le chlorure de sodium dissous dans l’eau, elle est de 357 g/L à 0°C, reste stable à 25 °C, puis augmente avec la température. Elle est de 391 g/L à 100 °C.

A température fixée, le choix du solvant influe sur la solubilité d’un soluté. Ainsi, nous avons vu qu’elle est de 357 g/L à 25°C pour le chlorure de sodium dans l’eau, alors qu’elle n’est que de 17,7 g/L pour le même soluté dans le méthanol.

4. Exemple de préparation d'une solution ionique

Pour préparer

d’une solution de

où

à partir de sulfate de fer III

(pentahydraté) solide, on remarque tout d’abord qu’il nous faut

d’ion

dans la solution.

Le sulfate de fer III se dissout selon la réaction

, donc par proportionnalité, on en déduit qu’il nous faut 0,010 mole de sulfate de fer III.

La masse molaire du sulfate de fer III

pentahydraté est :

Il nous faut donc peser une masse

de sulfate de fer III, et ensuite la dissoudre dans de l'eau distillée.

L'essentiel

Un solvant est un liquide dans lequel on peut dissoudre certaines espèces chimiques, des solutés. Un solvant est dit polaire si sa molécule présente des charges électriques partielles, tout en restant neutre électriquement. L’eau est un solvant polaire.

Un solvant polaire a la capacité de dissoudre certains solides ioniques. Les ions qui constituent le cristal passent alors en solution. Ils ont été solvatés. La dissolution d’un solide ionique est traduite par une équation de dissolution, de la forme :

Les solvants non polaires (apolaires) n’ont pas d’action sur les solides ioniques.

Pour mesurer la concentration en soluté dans une solution, on fait appel à la concentration molaire c, en mol/L, par la formule

. On dispose aussi de la concentration massique

, en g/L.

La solubilité d’un soluté est la concentration maximale que l’on peut atteindre avec un solvant donné. Elle dépend de la température et s’exprime en g/L. Lorsqu’une solution est saturée, il n’est pas possible de dissoudre davantage du soluté. La concentration massique est alors égale à la solubilité.

Évalue ce cours !

Note 4 / 5. Nombre de vote(s) : 76

Des quiz et exercices pour mieux assimiler sa leçon

La plateforme de soutien scolaire en ligne myMaxicours propose des quiz et exercices en accompagnement de chaque fiche de cours. Les exercices permettent de vérifier si la leçon est bien comprise ou s’il reste encore des notions à revoir.

S’abonner

Des exercices variés pour ne pas s’ennuyer

Les exercices se déclinent sous toutes leurs formes sur myMaxicours ! Selon la matière et la classe étudiées, retrouvez des dictées, des mots à relier ou encore des phrases à compléter, mais aussi des textes à trous et bien d’autres formats !

Dans les classes de primaire, l’accent est mis sur des exercices illustrés très ludiques pour motiver les plus jeunes.

S’abonner

Des quiz pour une évaluation en direct

Les quiz et exercices permettent d’avoir un retour immédiat sur la bonne compréhension du cours. Une fois toutes les réponses communiquées, le résultat s’affiche à l’écran et permet à l’élève de se situer immédiatement.

myMaxicours offre des solutions efficaces de révision grâce aux fiches de cours et aux exercices associés. L’élève se rassure pour le prochain examen en testant ses connaissances au préalable.

S’abonner

Des vidéos et des podcasts pour apprendre différemment

Certains élèves ont une mémoire visuelle quand d’autres ont plutôt une mémoire auditive. myMaxicours s’adapte à tous les enfants et adolescents pour leur proposer un apprentissage serein et efficace.

Découvrez de nombreuses vidéos et podcasts en complément des fiches de cours et des exercices pour une année scolaire au top !

S’abonner

Des podcasts pour les révisions

La plateforme de soutien scolaire en ligne myMaxicours propose des podcasts de révision pour toutes les classes à examen : troisième, première et terminale.

Les ados peuvent écouter les différents cours afin de mieux les mémoriser en préparation de leurs examens. Des fiches de cours de différentes matières sont disponibles en podcasts ainsi qu’une préparation au grand oral avec de nombreux conseils pratiques.

S’abonner

Des vidéos de cours pour comprendre en image

Des vidéos de cours illustrent les notions principales à retenir et complètent les fiches de cours. De quoi réviser sa prochaine évaluation ou son prochain examen en toute confiance !

S’abonner

Profs en ligne

Découvrez le soutien scolaire en ligne avec myMaxicours

Plongez dans l'univers de myMaxicours et découvrez une approche innovante du soutien scolaire en ligne, conçue pour captiver et éduquer les élèves de CP à la terminale. Notre plateforme se distingue par une riche sélection de contenus interactifs et ludiques, élaborés pour stimuler la concentration et la motivation à travers des parcours d'apprentissage adaptés à chaque tranche d'âge. Chez myMaxicours, nous croyons en une éducation où chaque élève trouve sa place, progresse à son rythme et développe sa confiance en soi dans un environnement bienveillant.

Profitez d'un accès direct à nos Profs en ligne pour une assistance personnalisée, ou explorez nos exercices et corrigés pour renforcer vos connaissances. Notre assistance scolaire en ligne est conçue pour vous accompagner à chaque étape de votre parcours éducatif, tandis que nos vidéos et fiches de cours offrent des explications claires et concises sur une multitude de sujets. Avec myMaxicours, avancez sereinement sur le chemin de la réussite scolaire, armé des meilleurs outils et du soutien de professionnels dédiés à votre épanouissement académique.

EXERCE-TOI EN T'ABONNANT