1. Cas du chlorure de sodium

Rappelons que le chlorure de sodium est formé d’ions sodium Na⁺ et d’ions chlorure Cl^–, disposés de façon régulière dans un réseau cristallin dont la maille est cubique. A basse température, on peut considérer que ces ions sont presque immobiles. Mais au fur et à mesure que la température s’élève, ils se mettent à vibrer. Quand la température de fusion est atteinte, le cristal s’effondre et on obtient un liquide (le chlorure de sodium fondu) qui est constitué d’ions Na⁺ et Cl^– très rapprochés les uns des autres et libres de se mouvoir. L’effondrement du cristal peut aussi être obtenu par une autre voie : sa mise en solution dans l’eau.

Obtention d’une solution de chlorure de sodium
Versons du sel de cuisine dans de l’eau. Le solide se dépose au fond du récipient. On agite avec un bâton de verre et on s’aperçoit rapidement que le solide disparaît; il se dissout dans l’eau : on obtient une solution homogène de chlorure de sodium.

Nature de la solution de chlorure de sodium
Pour déterminer la nature de la solution de chlorure de sodium, réalisons l’électrolyse de cette solution

Les électrodes sont en graphite. La forme en U de l’électrolyseur permet de séparer les produits formés aux électrodes. On ajoute au niveau de l’anode, une solution d’indigo et au niveau de la cathode quelques gouttes de phénolphtaléine incolore.
Lorsqu’on ferme l’interrupteur,

• la lampe s’allume
•  un dégagement gazeux apparaît sur chaque électrode.

A l’anode, le gaz de couleur jaune-vert qui se dissout en partie dans l’eau, décolore l’indigo : c’est du dichlore. A la cathode, le gaz dégagé est incolore. Avec un autre
dispositif expérimental, on peut recueillir ce gaz. Il brûle avec une détonation à l’approche d’une flamme : C’est du dihydrogène.

Conclusion: La lampe s’allume, preuve qu’un courant électrique traverse le circuit. La solution de chlorure de sodium conduit donc le courant électrique. Cette observation ne peut s’expliquer que par la présence et la mobilité des ions sodium Na⁺ et chlorure Cl^– déjà présents dans le cristal de chlorure de sodium et que la mise en solution a dispersé dans l’eau.
Dans le chlorure de sodium, les ions sont ordonnés dans une structure cristalline. Au cours de la dissolution dans l’eau, il y a eu rupture des forces électrostatiques qui assuraient la cohésion du cristal. Le solvant (eau) a donc provoqué la dislocation de l’édifice cristallin. Les ions Na⁺ et Cl^– se dispersent dans l’eau.

2. Cas du sulfate de cuivre

Expérience
Le sulfate de cuivre se trouve dans la nature sous forme de cristaux bleus. Il s’agit en fait de sulfate de cuivre hydraté dans lequel les ions Cu²⁺ sont entourés de molécules d’eau.
Chauffons un petit fragment de cristal afin d’en éliminer l’eau. On obtient un solide blanc, le sulfate de cuivre anhydre CuSO₄. Après refroidissement, dissolvons le solide blanc dans l’eau. Après agitation, toute la solution se colore en bleu.

Interprétation
La coloration bleue prise par la solution s’explique par le fait que les ions Cu²⁺ se sont à nouveau entourés de molécules d’eau : ils sont hydratés.

3. Effet thermique des dissolutions

Expérience
Dissolvons dans un même volume d’eau à la même température initiale θ₀ les mêmes quantités (en mol) des solides ioniques suivantes :

• Chlorure de sodium (NaCl).
• Hydroxyde de sodium (NaOH).
• Chlorure d’ammonium NH₄Cl.

A l’aide de thermomètres, repérons les variations de température au cours de la dissolution (voir figure 18.3). Nous constatons après dissolution complète des solides ioniques, que θ₁ > θ₀ ; θ₂ = θ₀ ; θ₃ < θ₀.

Conclusion:

• La dissolution de l’hydroxyde de sodium dans l’eau se fait avec élévation de température, donc dégagement de chaleur. Elle est exothermique.
•  Le chlorure de sodium se dissout dans l’eau sans variation sensible de la température. Sa dissolution n’absorbe ni ne dégage de la chaleur. Elle est athermique.
•  La dissolution du chlorure d’ammonium se fait avec diminution de température, donc absorption de chaleur. Elle est endothermique.

4. Interprétation des phénomènes observés. Rôle du solvant

Les phénomènes de dispersion et d’hydratation des ions, mis en évidence dans des cas particuliers, sont observés simultanément au cours de toute dissolution d’un solide ionique dans l’eau.
Nous savons que la molécule d’eau est polaire : elle possède un côté positif et un côté négatif. Lorsqu’on dissout un solide ionique dans l’eau, les ions positifs attirent les molécules d’eau par leur côté négatif, et les ions négatifs attirent les molécules d’eau par leur côté positif.
Les molécules d’eau entourent chaque ion, provoquant ainsi la dislocation du cristal. Les ions dispersés restent entourés de molécules d’eau. Ils sont alors hydratés ou solvatés. Les ions solvatés sont indépendants les uns des autres, les molécules d’eau qui les entourent empêchant toute interaction entre eux.
Nous pouvons alors récapituler le mécanisme de la dissolution et interpréter les effets thermiques qui l’accompagnent :
1. La dispersion des ions correspond à la rupture des liens qui unissent les ions dans le cristal. Elle absorbe donc de la chaleur. Elle est endothermique.
Désignons par Q_d la quantité de chaleur absorbée.
2. La solvatation des ions est l’établissement de liens entre les ions et les molécules d’eau. Elle libère de la chaleur. Elle est endothermique. Soit Qs la quantité de chaleur libérée.

           i. Si Q_d =Q_s, la solvatation libère autant de chaleur que la dispersion en absorbe. La   dissolution est alors athermique. C’est le cas de la dissolution du chlorure de sodium.
        ii. Q_d >Q_s, la quantité de chaleur absorbée est supérieure à la quantité de chaleur libérée. La dissolution est alors endothermique. C’est le cas du chlorure d’ammonium.
         iii. Q_d s, la dissolution est exothermique car la quantité de chaleur libérée est supérieure à la quantité de chaleur absorbée. C’est le cas de l’hydroxyde de sodium.

5. Solubilité
Peut-on dissoudre une quantité illimitée de solide ionique dans l’eau?
Faisons dissoudre progressivement du chlorure de sodium dans un litre d’eau tiède. Il arrive un moment où le sel ne se dissout plus : on dit que la solution est saturée. Ce fait est général : la dissolution dans l’eau de tout solide ionique a des limites.
Par définition, la concentration (quantité de soluté par unité de volume de la solution) du soluté dans la solution saturée est sa solubilité.

Conclusion: De très nombreux solides ioniques sont solubles dans l’eau. Leur dissolution provoque la dispersion et la solvatation (ou hydratation) des ions.
La dispersion se traduit par une équation de mise en solution du solide. Par exemple : en solution

Remarque.

• Les ions sont toujours hydratés en solution. En toute rigueur, on devrait représenter les ions hydratés par ,   ,  ,. . .(< aq > mis pour aqueux). Mais, le plus souvent, par souci de simplification, on omet l’indice < aq >, d’autant plus que les molécules d’eau d’hydratation n’interviennent pas dans les réactions chimiques auxquelles participe l’ion.

• Les solutions ioniques conduisent le courant électriques et subissent l’électrolyse : ce sont des électrolytes.
• Les propriétés des solutions ioniques sont celles des ions qui les constituent. En particulier, la couleur d’une solution est celle des ions solvatés qu’elle contient (voir tableau ci-dessous).

Concentration massique (c_m)
La concentration massique de la solution est la masse de soluté dissoute dans 1 litre de solution.

Cm  =  m soluté Vsolution

                   m en grammes (g), V en litre (L) et cm en gramme par litre (gL^-1).

Exercice
Déterminer la concentration molaire d’une eau salée contenant 1,2 g de chlorure de sodium dans 200 cm³, de solution.
On donne les masses molaires atomiques en gmol^-1 :
M_Na = 23 et M_Cl = 35,5.
Solution
Calculons le nombre de moles de chlorure de sodium
correspondant à
m_NaCl = 1,2g;
M_NaCl = M_Na + M_Cl = 23+35,5 = 58,5gmol^-1;

             =  0,02mol.
          

La concentration de la solution est donc :

=  0,1molL-1
En effet, V = 200cm³ = 0,2L.

Remarque.

• On utilise parfois les termes molaire, décimolaire, centimolaire, . . . pour désigner des solutions de concentrations 1molL^-1 ; 10^-1 molL^-1 ;
  10^-2 molL^-1.
• Diluer une solution consiste à augmenter son volume. Le résultat de cette opération est la diminution de la concentration de la solution.