Cohésion de la matière, dissolution et solubilité

Pourquoi le sel de cuisine est-il un solide très dur qui fond à $801$ °C, alors que le dioxyde de carbone est un gaz ? Pourquoi le sel se dissout-il dans l'eau mais pas dans l'huile, et pourquoi le savon réussit-il à faire partir la graisse ? Toutes ces questions ont la même réponse : les interactions entre entités. Selon que les entités sont des ions, des molécules polaires ou des molécules apolaires, les forces qui les maintiennent ensemble sont plus ou moins fortes, ce qui explique la cohésion des solides, la dissolution dans un solvant et la solubilité d'une espèce.

1. Cohésion des solides

1.1 Les interactions entre entités

Plus les interactions sont fortes, plus il faut d'énergie pour séparer les entités : la température de fusion et la température d'ébullition sont plus élevées.

1.2 Solides ioniques

Un solide ionique est un assemblage régulier de cations et d'anions, maintenu par les interactions électrostatiques attractives entre ions de charges opposées. Il est électriquement neutre : sa formule statistique, par exemple $\text{NaCl}$, $\text{CaCl}_2$ ou $\text{Al}_2(\text{SO}_4)_3$, indique les proportions des ions. Ces solides sont durs, cassants et fondent à haute température.

1.3 Solides moléculaires

Un solide moléculaire est constitué de molécules maintenues par des interactions bien plus faibles :

• pour des molécules polaires (glace, sucre), des interactions entre charges partielles, renforcées par des ponts hydrogène lorsqu'il y a des liaisons O–H ou N–H ;
• pour des molécules apolaires (diiode, neige carbonique, paraffine), uniquement des interactions de van der Waals, dues aux fluctuations de charge, d'autant plus fortes que les molécules sont grosses.

Ces solides sont mous et fondent à basse température (glace $0$ °C, diiode $114$ °C) ; certains passent directement à l'état gazeux ($\text{CO}_2$ solide à $-78$ °C).

Le pont hydrogène. Il s'établit entre un atome d'hydrogène porteur d'un $\delta^+$ marqué (lié à O, N ou F) et un doublet non liant d'un atome O, N ou F d'une autre molécule. Il explique la température d'ébullition anormalement élevée de l'eau ($100$ °C, contre $-60$ °C pour $\text{H}_2\text{S}$, molécule de forme identique mais sans pont hydrogène).

2. Dissolution d'un solide ionique dans l'eau

2.1 Pourquoi l'eau dissout-elle les solides ioniques ?

L'eau est une molécule polaire : son oxygène porte un $\delta^-$, ses hydrogènes des $\delta^+$. Au contact d'un solide ionique, la dissolution se déroule en trois étapes :

1. Dissociation : les molécules d'eau, attirées par les ions de surface, affaiblissent les interactions ioniques et arrachent les ions du solide.
2. Solvatation (ici hydratation) : chaque ion est entouré de molécules d'eau orientées, l'oxygène $\delta^-$ vers les cations, les hydrogènes $\delta^+$ vers les anions.
3. Dispersion : les ions hydratés se répartissent dans tout le volume de la solution.

2.2 Équation de dissolution

On la modélise par une équation de réaction avec les indices d'état : $(\text{s})$ pour le solide, $(\text{aq})$ pour les ions en solution aqueuse.

$\text{NaCl}(\text{s}) \longrightarrow \text{Na}^+(\text{aq}) + \text{Cl}^-(\text{aq})$

$\text{CaCl}_2(\text{s}) \longrightarrow \text{Ca}^{2+}(\text{aq}) + 2\,\text{Cl}^-(\text{aq})$

$\text{Al}_2(\text{SO}_4)_3(\text{s}) \longrightarrow 2\,\text{Al}^{3+}(\text{aq}) + 3\,\text{SO}_4^{2-}(\text{aq})$

Les coefficients viennent de la formule statistique ; la charge totale des ions libérés est nulle.

2.3 Concentration des ions

La concentration en soluté apporté $C$ est la quantité de solide dissous par litre de solution. La concentration de chaque ion, notée entre crochets, s'obtient avec les coefficients de l'équation de dissolution :

$[\text{Ca}^{2+}] = C \qquad [\text{Cl}^-] = 2\,C \qquad \text{pour } \text{CaCl}_2$

Exemple. On dissout $m = 11{,}1$ g de chlorure de calcium $\text{CaCl}_2$ ($M = 111{,}1$ g·mol⁻¹) dans $V = 500$ mL de solution. $n = m/M = 0{,}100$ mol ; $C = n/V = 0{,}200$ mol·L⁻¹ ; $[\text{Ca}^{2+}] = 0{,}200$ mol·L⁻¹ et $[\text{Cl}^-] = 0{,}400$ mol·L⁻¹.

3. Solubilité, miscibilité, extraction

3.1 Solubilité et choix du solvant

La solubilité $s$ d'une espèce dans un solvant est la masse (ou la quantité) maximale que l'on peut dissoudre par litre de solvant ; au-delà, la solution est saturée et le solide en excès reste au fond. Elle dépend du solvant et de la température.

Règle générale : « qui se ressemble s'assemble ». Une espèce se dissout bien dans un solvant dont les entités établissent avec elle des interactions comparables à celles qu'elle a dans son état pur.

La miscibilité est la même notion pour deux liquides : l'eau et l'éthanol (polaires, ponts hydrogène) sont miscibles en toutes proportions ; l'eau et le cyclohexane ne le sont pas et forment deux phases.

3.2 Extraction liquide-liquide

Pour extraire une espèce dissoute dans l'eau, on choisit un solvant non miscible à l'eau dans lequel l'espèce est beaucoup plus soluble. On agite les deux liquides dans une ampoule à décanter : l'espèce passe dans le solvant extracteur, puis les deux phases se séparent par densité.

Exemple. Le diiode d'une solution aqueuse (jaune-brun) est extrait par du cyclohexane : après agitation et décantation, la phase organique (au-dessus, densité $0{,}78$) est violette, la phase aqueuse est décolorée. Le solvant doit aussi être peu toxique et facile à éliminer.

4. Espèces amphiphiles : les savons

4.1 Hydrophile, lipophile, amphiphile

• Une espèce hydrophile (« qui aime l'eau ») est polaire ou ionique : elle se dissout dans l'eau.
• Une espèce lipophile (« qui aime les graisses ») est apolaire : elle se dissout dans les huiles.
• Une espèce amphiphile possède les deux parties : une tête hydrophile polaire ou ionique et une longue chaîne carbonée lipophile apolaire.

L'ion carboxylate d'un savon, par exemple le stéarate $\text{C}_{17}\text{H}_{35}\text{COO}^-$, est amphiphile : tête $-\text{COO}^-$ chargée et chaîne de $17$ carbones.

4.2 Action lavante

Dans l'eau, les chaînes lipophiles fuient l'eau et s'enfoncent dans la graisse ; les têtes hydrophiles restent dans l'eau. Les ions savon entourent la tache de graisse et forment une micelle : une gouttelette de graisse enveloppée de têtes hydrophiles, qui se disperse dans l'eau et part au rinçage. Les tensioactifs (lessives, shampoings, émulsifiants alimentaires) fonctionnent sur le même principe.

5. Exemple résolu pas à pas

Énoncé. On prépare $250$ mL de solution en dissolvant $5{,}85$ g de chlorure de sodium ; par ailleurs, on constate que l'huile ne s'y dissout pas. $M(\text{NaCl}) = 58{,}5$ g·mol⁻¹ ; solubilité du sel dans l'eau : $360$ g·L⁻¹.

a) Expliquer la cohésion du sel solide et sa dissolution dans l'eau. b) Écrire l'équation de dissolution et calculer la concentration des ions. c) Quelle masse maximale de sel peut-on dissoudre dans ces $250$ mL ? d) Pourquoi l'huile n'est-elle pas soluble dans cette solution ?

Résolution.

a) Le sel est un solide ionique : les ions $\text{Na}^+$ et $\text{Cl}^-$ sont maintenus par des interactions électrostatiques attractives. L'eau, polaire, dissocie les ions (attraction entre $\delta^-$ de l'oxygène et $\text{Na}^+$, entre $\delta^+$ des hydrogènes et $\text{Cl}^-$), les hydrate puis les disperse.

b) $\text{NaCl}(\text{s}) \to \text{Na}^+(\text{aq}) + \text{Cl}^-(\text{aq})$. $n = \dfrac{5{,}85}{58{,}5} = 0{,}100$ mol ; $C = \dfrac{0{,}100}{0{,}250} = 0{,}400$ mol·L⁻¹ ; $[\text{Na}^+] = [\text{Cl}^-] = 0{,}400$ mol·L⁻¹.

c) $m_{\max} = s \times V = 360 \times 0{,}250 = 90$ g. Les $5{,}85$ g sont très loin de la saturation.

d) L'huile est constituée de molécules apolaires, qui n'établissent que des interactions de van der Waals très faibles avec les molécules d'eau polaires et les ions : elle reste en phase séparée. « Qui se ressemble s'assemble » : l'huile se dissout dans un solvant apolaire.

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🎯 Rédiger. Pour expliquer une cohésion ou une solubilité, nommer les entités (ions, molécules polaires ou apolaires), puis les interactions qu'elles établissent, et conclure. Pour une dissolution, écrire l'équation avec $(\text{s})$ et $(\text{aq})$ avant tout calcul de concentration.

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📌 À retenir

1. Cohésion : interactions ioniques (fortes), ponts hydrogène (H lié à O, N, F), interactions entre entités polaires, interactions de van der Waals entre entités apolaires (faibles).
2. Dissolution d'un solide ionique dans l'eau (polaire) : dissociation, solvatation, dispersion ; équation $\text{CaCl}_2(\text{s}) \to \text{Ca}^{2+}(\text{aq}) + 2\,\text{Cl}^-(\text{aq})$, $[\text{Cl}^-] = 2\,C$.
3. Solubilité : masse maximale par litre ; « qui se ressemble s'assemble » : polaire dans polaire, apolaire dans apolaire.
4. Extraction liquide-liquide : solvant non miscible dans lequel l'espèce est plus soluble, ampoule à décanter.
5. Savon : espèce amphiphile (tête hydrophile, chaîne lipophile) qui enrobe la graisse en micelles.