I.6.4. NOTION DE CONCENTRATION EQUIVALENTE [7].
Les quantités d'ions présents dans une
solutions ne s'expriment pas en ion-gramme, mais en
équivalent-gramme. Un équivalent-gramme ou Faraday d'un ion est
la quantité de cet ion qui transporte une charge égale un
électron-gramme ou Faraday ( en valeur absolue). Ainsi un ion-gramme
de Na+, de ca+2, de Al+3
représente respectivement 1, 2, 3 équivalents-grammes
de cations que d'anions, puis qu'elle est électriquement neutre.
La concentration d'un ion donné
exprimée en équivalent-gramme par litre s'appelle
concentration équivalente. Par extension, on parle
également de la concentration équivalente d'un
électrolyte : c'est celle de chacun des ions auxquels il donnerait
naissance s'il était complètement dissocié. Ainsi une
solution molaire de CaCl2 a une concentration équivalente
égale à deux équivalents par litre. Nous
désignerons la concentration équivalente par C. Si chaque
molécule d'un électrolyte donne naissance à nc cations de
valence Zc ( et à na anions de valence Za), et si cet
électrolyte a une molarité m, la concentration équivalente
C de
cet électrolyte est :
C = m.na.Za = m.nc.Zc (I.8)
La structure des électrolytes et de l'eau à
l'état solide permet de comprendre leurs différences de
résistivité à l'état liquide. La glace est un
cristal moléculaire qui se liquéfie en restant à
l'état moléculaire. Chaque molécule étant
neutre, l'eau est isolante. Certains électrolytes sont des cristaux
ioniques (KCl par exemple) et quand ils passent à l'état liquide
fondu ou dissous, ils sont conducteurs : les ions se séparent les uns
les autres (dissociations totales).
D'autres électrolytes sont des cristaux à
caractère ionique partielle, c'est-à-dire les liaisons sont
hybrides de liaison atomique et de liaison ionique. A l'état pur et
liquide, ils sont peu conducteurs (dissociations partielle), mais le deviennent
fortement quand ils sont dissout dans l'eau (dissociation presque totale) : tel
est le cas de HCl. L'acide acétique par contre qui possède une
liaison à caractère plus fortement covalentiel, ne se
dissocie que faiblement, même dans l'eau.
KI
solide
Dissociation du cristal
Endothermique + 5 Kcal
K+(hydraté)
I-(hydraté)
Destruction du cristal
Endoenergetique + 148 Kcal
Solvatation des ions
Exoenergetique + 143 Kcal
K++ I-
Par Malala Ibakipuo jacques
Etude de la tension superficielle des solutions
d'électrolytes en fonction de la concentration à pression et
température constantes (cas de NaCl et KCl) 9
La dissociation des électrolytes à
température ordinaire s'explique par la forte
constante diélectrique de l'eau, liée
à son caractère très fortement polaire. Dans l'eau,
en effet, les forces électrostatiques qui assurent la
cohésion des cristaux ioniques sont considérablement
diminuées (mais elles ne sont pas annulées).
Dans un solvant à faible constante
diélectrique, l'attraction ion-solvant est très petite, en
raison du faible caractère de ce dernier ; par suite, l'énergie
de solvatation est très petite et tout à fait insuffisante pour
compenser l'énergie de liaison du cristal : la dissolution
ne peut avoir lieu. Effectivement, les sels sont insolubles dans
les solvants organiques sans caractère polaire tel que le
benzène. Ils le sont par contre un peu dans l'alcool
éthylique.
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