Chapitre 12 : (Cours) Dissolution de composés ioniques et moléculaires

Une solution est obtenue par dissolution d’un soluté, solide ionique ou moléculaire, dans un solvant. Lorsque le
solvant est l’eau, la solution obtenue est une solution aqueuse.
Une solution électrolytique est une solution contenant des ions. Alors, elle conduit le courant, mais est
électriquement neutre (compensation globale des charges électriques).


I. Solvants polaires et apolaires

L’atome d’oxygène est plus électronégatif que l’atome
d’hydrogène. Les liaisons O-H sont donc polarisées. Si la molécule
était linéaire, les deux dipôles électriques se compenseraient et la
molécule serait apolaire, comme c’est le cas pour le dioxyde de
carbone. Mais la molécule d’eau est coudée (présence des doublets
non liants).
Expérience : On peut montrer le caractère polaire de l’eau en chargeant négativement un bâton d’ébonite avec une
peau de chevrette puis en l’approchant d’un fin filet d’eau. Il va l’attirer.

Un solvant constitué de molécules apolaires est un solvant apolaire.
Exemples : les molécules de cyclohexane, d’heptane ou d’octane sont des
molécules apolaires. Cela vient du fait que la liaison C – H est faiblement
polarisée.
Cependant, la molécule de tétrachlorure de carbone CCl4, ci-contre, est
apolaire bien que la liaison C – Cl soit polarisée. Cette particularité est liée à la
géométrie de la molécule.
L’atome de carbone est au centre d’un tétraèdre régulier dont les atomes de
chlore occupent les sommets. Le barycentre des charges positives et négatives
se superposent au même point : le centre de la molécule. Globalement la
molécule est donc apolaire.

Le caractère dipolaire d’une molécule dépend non seulement de la polarité des liaisons mais également de la
polarité globale de la molécule.



II. Dissolution d’un solide ionique dans un solvant polaire

II.1. Dissolution d’un solide ionique dans l’eau

Etape 1 : dissociation du solide ionique
Un cristal ionique, constitué d’ions liés par des forces électrostatiques (1er schéma), en étant en
contact avec l'eau commence à se dissoudre. Pour nous, à l'œil nu, il semble "disparaître" dans
l'eau. En fait, le cristal est en cours de destruction : les ions sont séparés les uns des autres par le
solvant. Ils se libèrent dans le liquide, chacun de leur côté : ils sont trop petits pour être visibles
individuellement (2ème schéma).

Etape 2 : hydratation (ou solvatation) des ions
La molécule d'eau étant polarisée, elle s’associe aux ions positifs par son côté Oxygène,
« négatif », et aux ions négatifs par ses côtés Hydrogène, « positif ». Cela s'appelle l'hydratation
(3ème schéma). Ils peuvent s’entourer de deux à dix molécules d’eau.

Etape 3 : dispersion des ions
Sous l’effet de l’agitation thermique, les ions hydratés s’éloignent peu à peu les uns des autres.
Ils se dispersent dans le solvant.
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Bilan : un solvant polaire permet la dissolution d’un solide ionique. En revanche, les solides ioniques sont peu
solubles dans les solvants apolaires.



II.2. Equation d’une réaction de dissolution dans l’eau

Lors de la mise en solution aqueuse du solide ionique, l'eau détruit le cristal. On écrira par exemple :

NaCl (s) Na + (aq) + Cl - (aq) Les ions hydratés sont notés avec le symbole (aq) en indice.

CaF2 (s) Ca 2+(aq) + 2F - (aq)



III. Dissolution d’un solide moléculaire dans un solvant

III.1. Dissolution d’un solide moléculaire polaire

Les solutés moléculaires polaires sont solubles dans les solvants polaires.

Pour s’en convaincre, il suffit de comprendre qu’il s’établit des interactions de Van der Waals entre les molécules
du solvant et celles du soluté.
Ex : les molécules d’acétone (polaires) se dissolvent bien dans les molécules d’eau (polaires).

Parfois, il est nécessaire de former des liaisons hydrogène, entre les molécules du solvant et celles du soluté.
Ex : C’est le cas du saccharose (polaire) très soluble dans l’eau (polaire).
C12H22O11 (s) C12H22O11 (aq)

III.2. Dissolution d’un solide moléculaire apolaire

Les solutés moléculaires apolaires (ou peu polaires) sont solubles dans les solvants apolaires.

Ex : la molécule de diiode I2, peu soluble dans l’eau, est très soluble dans le cyclohexane C6H6, solvant apolaire.



IV. Concentration molaire d’un ion en solution

IV.1. Concentration molaire en soluté apporté

La concentration molaire en soluté apporté dans une solution représente la quantité de matière de soluté S dissoute
dans un volume de solution.

n( S ) • C(S) : concentration molaire du soluté S dissous, en mol.L-1
C (S )  • n(S) : quantité de matière de soluté S dissous, en mol
Vsol • Vsol : volume de la solution, en L


IV.2. Concentration molaire des ions en solution

Si un ion X (cation ou anion) est dissous, la concentration molaire [X] de cette espèce est la quantité de matière
effectivement présente n(X) de cette espèce présente par litre de solution.

n( X ) n(X) : quantité de matière de l’ion X, en mol
X   Vsol : volume de la solution, en L
Vsol [X] : Concentration molaire de l'ion X en solution, en mol.L -1


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 IV.3. Application : relation entre les concentrations

Ex.1 : solution de chlorure de sodium

Soit une solution de chlorure de sodium de concentration C(NaCl). L'équation de mise en solution aqueuse du
chlorure de sodium s'écrit :
NaCl(s) Na+(aq) + Cl-(aq)
On a alors :
[Na+(aq)] = [Cl-(aq)] = C(NaCl)


Ex.2 : solution de chlorure de cuivre (II)

Soit une solution de chlorure de cuivre (II) de concentration C(CuCl 2). L'équation de mise en solution aqueuse du
chlorure de cuivre (II) s'écrit :
CuCl2(s) Cu2+(aq) + 2Cl-(aq)
On a alors :
[Cu2+(aq)] = C(CuCl2) et [Cl-(aq)] = 2C(CuCl2)


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Notions et contenus Compétences exigibles

Effet du caractère polaire d’un solvant lors d’une Interpréter la cohésion des solides ioniques et
dissolution. moléculaires.
Réaliser et interpréter des expériences simples
d’électrisation.

Conservation de la matière lors d’une dissolution. Écrire l’équation de la réaction associée à la dissolution
dans l’eau d’un solide ionique.

Savoir qu’une solution est électriquement neutre.

Élaborer et réaliser un protocole de préparation d’une
solution ionique de concentration donnée en ions.
Mettre en œuvre un protocole pour extraire une espèce
chimique d’un solvant.




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