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Première · Physique-Chimie · Chapitre 4

De la structure des entités chimiques à la cohésion et à la solubilité

Ce que tu sauras faire

  • Comparer l'électronégativité de deux éléments à partir de l'échelle de Pauling et de leur position dans le tableau périodique.
  • Déterminer si une liaison est polarisée, placer les charges partielles et justifier par l'écart d'électronégativité.
  • Décider si une molécule est polaire ou apolaire en croisant polarisation des liaisons et géométrie.
  • Identifier les interactions entre entités (Van der Waals, liaison hydrogène) et les hiérarchiser en ordre de grandeur d'énergie.
  • Expliquer la cohésion d'un solide ionique par la loi de Coulomb et celle d'un solide moléculaire par les interactions faibles.
  • Écrire l'équation de dissolution d'un solide ionique et calculer les concentrations des ions en solution.
  • Interpréter une solubilité par les interactions soluté-solvant, et choisir un solvant d'extraction en justifiant chaque critère.

Au programme du chapitre

  1. L'électronégativité : qui tire le plus fort sur les électrons ?
  2. La polarisation d'une liaison : des charges partielles
  3. Molécule polaire ou apolaire : la géométrie tranche
  4. Les interactions entre entités : Van der Waals et liaison hydrogène
  5. La cohésion des solides : ionique ou moléculaire
  6. La dissolution d'un solide ionique
  7. La solubilité : jusqu'où peut-on aller ?
  8. Extraction liquide-liquide, miscibilité et choix du solvant

Exercices corrigés

Exercice 1

Le dioxyde de carbone CO2\text{CO}_2 possède deux liaisons C=O nettement polarisées, et il est pourtant apolaire. Comment est-ce possible ? Quelle information manque-t-il à qui répond « polaire parce qu'il y a de l'oxygène » ?
Un coup de pouce
Dessine les deux flèches qui vont du carbone vers chaque oxygène, puis additionne-les comme des vecteurs.
Voir la correction pas à pas

La polarisation d'une liaison et la polarité d'une molécule sont deux questions différentes, et la seconde ne se déduit pas de la première sans un renseignement supplémentaire : la géométrie.

Dans CO2\text{CO}_2, chaque liaison C=O est bien polarisée, puisque Δχ=∣3,44−2,55∣=0,89\Delta\chi = |3{,}44 - 2{,}55| = 0{,}89. Mais la molécule est linéaire et symétrique : les deux effets, représentés par deux flèches de même longueur pointant en sens opposés depuis le carbone, se compensent exactement. Le barycentre des charges partielles négatives (au milieu des deux oxygènes) coïncide avec celui des charges partielles positives (sur le carbone). La molécule est donc apolaire, ce que confirme son moment dipolaire nul.

Ce qui manque à la réponse hâtive, c'est donc l'étape géométrique. Le même piège fonctionne avec CCl4\text{CCl}_4 (tétraédrique, apolaire) et ne fonctionne pas avec H2O\text{H}_2\text{O} (coudée, polaire) : dans les trois cas les liaisons sont polarisées, et seule la forme décide.

Exercice 2

L'eau H2O\text{H}_2\text{O} (M=18,0M = 18{,}0 g·mol−1^{-1}) bout à 100 °C, le sulfure d'hydrogène H2S\text{H}_2\text{S} (M=34,1M = 34{,}1 g·mol−1^{-1}) bout à −60 °C. Pourquoi la molécule la plus légère est-elle celle qui bout le plus haut ?
Un coup de pouce
Regarde à quel atome l'hydrogène est lié dans chaque molécule, puis rappelle-toi les trois lettres qui autorisent la liaison hydrogène.
Voir la correction pas à pas

À première vue, le classement est à l'envers : les interactions de Van der Waals croissent avec le nombre d'électrons, donc avec la masse molaire, et H2S\text{H}_2\text{S} devrait bouillir plus haut que H2O\text{H}_2\text{O}. L'écart est de 160 °C dans l'autre sens : il faut donc une interaction supplémentaire, absente du sulfure d'hydrogène.

Cette interaction est la liaison hydrogène. Dans l'eau, l'hydrogène est lié à un oxygène, l'un des trois éléments (O, N, F) assez électronégatifs pour créer un δ+\delta^+ marqué sur lui ; et l'oxygène de la molécule voisine porte deux doublets non liants. Les deux conditions sont réunies. Dans H2S\text{H}_2\text{S}, le soufre est trop peu électronégatif (Δχ=∣2,58−2,20∣=0,38\Delta\chi = |2{,}58 - 2{,}20| = 0{,}38) et ne fait pas partie du trio : aucune liaison hydrogène ne se forme.

Chaque molécule d'eau pouvant engager quatre liaisons hydrogène d'environ 20 kJ·mol−1^{-1}, il faut fournir beaucoup plus d'énergie pour séparer les molécules d'eau que les molécules H2S\text{H}_2\text{S} : la température d'ébullition s'en trouve considérablement relevée.

Les pièges à éviter

  • Placer le δ− sur l'atome le moins électronégatif, ou inverser les deux charges partielles.
  • Déclarer une molécule polaire dès qu'elle contient une liaison polarisée, sans regarder la géométrie.
  • Inventer une liaison hydrogène là où l'hydrogène est lié à du chlore, du soufre ou du carbone.
  • Oublier le coefficient stœchiométrique dans la concentration d'un ion, et écrire [Cl⁻] = c pour CaCl₂.

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