On donne les températures de fusion suivantes : chlorure de sodium $\text{NaCl}$ : $801$ °C ; diiode $\text{I}_2$ : $114$ °C ; eau $\text{H}_2\text{O}$ : $0$ °C ; dioxyde de carbone $\text{CO}_2$ : $-78$ °C (sublimation).
a. Nature des solides.
Le chlorure de sodium est le seul solide ionique (formé d'ions $\text{Na}^+$ et $\text{Cl}^-$). Sa cohésion est assurée par des interactions électrostatiques attractives entre ions de charges opposées, très intenses et s'exerçant dans les trois directions de l'espace.
Il faut donc beaucoup d'énergie pour désorganiser le cristal, d'où une température de fusion élevée.
b. Classement des solides moléculaires.
Plus les interactions sont intenses, plus la température de fusion est élevée : $\text{CO}_2$ ($-78$ °C) $<$ $\text{H}_2\text{O}$ ($0$ °C) $<$ $\text{I}_2$ ($114$ °C).
c. Ce que l'on rompt.
Lors d'une fusion, on rompt uniquement les interactions entre entités (ioniques, hydrogène, Van der Waals). Les liaisons covalentes à l'intérieur des molécules ne sont pas touchées : l'eau liquide reste constituée de molécules $\text{H}_2\text{O}$ intactes.
Les températures d'ébullition des hydrures de la colonne de l'oxygène sont : $\text{H}_2\text{O}$ : $100$ °C ; $\text{H}_2\text{S}$ : $-60$ °C ; $\text{H}_2\text{Se}$ : $-41$ °C ; $\text{H}_2\text{Te}$ : $-2$ °C.
a. Effet de la taille des entités.
De $\text{H}_2\text{S}$ à $\text{H}_2\text{Te}$, les entités deviennent de plus en plus grosses (nombre d'électrons croissant) : les interactions de Van der Waals sont donc de plus en plus intenses, et la température d'ébullition doit augmenter.
C'est bien vérifié : $-60$ °C, puis $-41$ °C, puis $-2$ °C.
b. Le cas de l'eau.
$\text{H}_2\text{O}$ est la plus petite de ces molécules : en prolongeant la tendance, on attendrait une température d'ébullition inférieure à $-60$ °C, de l'ordre de $-80$ °C.
Or elle vaut $100$ °C, soit près de $180$ °C de plus ! Cette anomalie s'explique par les liaisons hydrogène que l'eau établit entre ses molécules : bien plus intenses que les interactions de Van der Waals, elles rendent la vaporisation beaucoup plus difficile.
💡 Sans cette anomalie, l'eau serait un gaz aux températures terrestres — et la vie telle que nous la connaissons n'existerait pas.
c. Conditions d'existence.
Une liaison hydrogène s'établit entre un atome d'hydrogène lié à un atome très électronégatif ($\text{O}$, $\text{N}$ ou $\text{F}$) et un doublet non liant porté par un $\text{O}$, $\text{N}$ ou $\text{F}$ d'une entité voisine. C'est pourquoi $\text{H}_2\text{S}$ n'en forme pas : le soufre n'est pas assez électronégatif.
On dissout $m = 8{,}5$ g de nitrate de sodium $\text{NaNO}_3$ dans de l'eau pour obtenir $V = 250{,}0$ mL de solution. Donnée : $M(\text{NaNO}_3) = 85{,}0$ g·mol⁻¹.
a. Le solide se dissocie en ses ions, notés (aq) une fois solvatés.
b. Les trois étapes.
C'est bien la polarité de la molécule d'eau qui rend ces trois étapes possibles.
c. Calcul des concentrations.
Les coefficients stœchiométriques valant tous les deux 1 :
On dispose de quatre espèces : le chlorure de potassium $\text{KCl}$ (ionique), le glucose (nombreux groupes $-\text{OH}$), le cyclohexane $\text{C}_6\text{H}_{12}$ et le diiode $\text{I}_2$.
a. On applique la règle « qui se ressemble s'assemble », l'eau étant un solvant polaire.
b. Comparaison des deux solvants pour le diiode.
Le diiode est apolaire, tout comme le cyclohexane : les interactions qu'ils établissent (Van der Waals) sont de même nature. Le diiode est donc bien plus soluble dans le cyclohexane que dans l'eau.
c. Protocole d'extraction liquide-liquide.
Le solvant extracteur convenait bien : non miscible à l'eau et le diiode y est bien plus soluble.
Un savon est constitué d'ions carboxylate à longue chaîne carbonée, par exemple $\text{C}_{17}\text{H}_{35}-\text{COO}^-$.
a. On analyse les deux parties de l'entité.
La partie $\text{COO}^-$ est ionique, donc hydrophile : c'est la « tête », qui interagit très bien avec l'eau polaire.
La longue chaîne $\text{C}_{17}\text{H}_{35}$ ne comporte que des liaisons quasi apolaires : c'est la « queue » lipophile, qui interagit bien avec les graisses. Une telle entité, possédant les deux caractères, est dite amphiphile.
b. Formation d'une micelle.
Au contact d'une tache de graisse, les ions carboxylate s'orientent : les queues lipophiles pénètrent dans la graisse, tandis que les têtes hydrophiles restent tournées vers l'eau.
La goutte de graisse se retrouve enfermée dans une sphère hérissée de charges négatives, appelée micelle. L'extérieur de cette micelle étant hydrophile, l'ensemble est entraîné par l'eau de rinçage : la graisse est éliminée.
Les micelles, toutes chargées négativement, se repoussent également entre elles, ce qui empêche la graisse de se redéposer.
c. Le rôle indispensable du savon.
L'eau est polaire et la graisse apolaire : leurs interactions sont incompatibles, l'eau ne mouille pas la graisse et ne peut donc pas l'entraîner. Le savon joue le rôle d'intermédiaire entre ces deux mondes — c'est précisément ce que permet son caractère amphiphile.