Fiche de révision : Les milieux dispersés

📋 Plan du Cours

1. Caractéristiques des milieux dispersés
2. Émulsions et identification de leur phase externe
3. Suspensions
4. Instabilités des dispersions
5. Liaisons intermoléculaires et chimiques
6. Énergies des liaisons chimiques
7. Électronégativité et polarité moléculaire
8. Interactions intermoléculaires
9. Liaison hydrogène

📖 1. Caractéristiques des milieux dispersés

🔑 Notions clés & Définitions

• Milieu dispersé : Milieu dans lequel une phase est répartie sous forme de particules de taille typique de l’ordre du micromètre dans une autre phase non miscible, appelée phase dispersante, phase continue ou milieu de dispersion.
• Colloïde : Milieu dispersé dont le diamètre caractéristique des particules est compris entre 1 nanomètre et 1 micromètre.

★ À maîtriser

• Un milieu dispersé semble homogène à l’échelle macroscopique, mais il est hétérogène à l’échelle microscopique car au moins deux phases distinctes y coexistent.

• Les dispersions liquide dans liquide, solide dans liquide, gaz dans liquide, liquide dans solide, solide dans solide, gaz dans solide, liquide dans gaz et solide dans gaz sont respectivement une émulsion, une suspension, une mousse, une émulsion solide, une suspension solide, une mousse solide, un aérosol et un aérosol solide.

Compléments

• Dans la mayonnaise, des gouttelettes d’huile sont dispersées dans l’eau ; l’huile est la phase dispersée et l’eau la phase dispersante.

• L’agitation fournit l’énergie nécessaire à l’émulsification, qui forme de fines gouttelettes d’huile dans l’eau.

• Le latex est une dispersion dans l’eau de particules sphériques d’un polymère hydrophobe, le cis-polyisoprène-1,4 ; il existe du latex naturel et du latex synthétique.

• Les exemples de colloïdes et leurs noms sont :

  • lait : émulsion colloïdale
  • boue d’argile : sol ou dispersion colloïdale
  • gel coiffant : gel
  • aérogel de silice : aérogel

💡 Astuce mémo

Homogène à l’œil nu, hétérogène au microscope

📖 2. Émulsions et identification de leur phase externe

🔑 Notions clés & Définitions

• Émulsion : Dispersion de fines gouttelettes d’un liquide, appelé phase dispersée, discontinue ou interne, dans un autre liquide non miscible, appelé phase dispersante, continue ou externe ; l’un des liquides est hydrophile et l’autre hydrophobe.

★ À maîtriser

📌 Dans une émulsion H/E, l’huile est la phase dispersée et l’eau la phase dispersante ; dans une émulsion E/H, l’eau est dispersée dans l’huile.

• La méthode conductimétrique identifie la phase externe d’une émulsion en mesurant sa conductivité, caractéristique de la phase aqueuse lorsque des électrolytes y sont présents.

• La conductivité d’une phase huileuse est inférieure à 10⁻³ mS/cm, tandis que celle d’une phase externe aqueuse dépasse 1 mS/cm.

Compléments

• Une émulsion H/E est aussi appelée émulsion aqueuse ou à eau externe, et se note également O/W ou L/H ; une émulsion E/H est appelée émulsion huileuse ou à huile externe, et se note aussi W/O ou H/L.

• Au test de lavabilité à l’eau, une émulsion H/E se rince facilement, contrairement à une émulsion huileuse.

• Au test de dissolution, une goutte d’émulsion qui se dissout dans l’eau correspond à une émulsion H/E, tandis qu’une goutte qui se dissout dans la phase huileuse correspond à une émulsion E/H.

• Dans la méthode des colorants, la diffusion d’un colorant hydrophile ou lipophile dans l’émulsion indique qu’il est soluble dans la phase continue.

💡 Astuce mémo

H/E : l’eau est externe ; E/H : l’huile est externe

📖 3. Suspensions

🔑 Notions clés & Définitions

• Suspension : Dispersion d’un produit solide dans un liquide où il est insoluble.

📝 Points essentiels

• Des exemples de suspensions sont :
  • le dentifrice
  • les crèmes à récurer
  • les peintures

📖 4. Instabilités des dispersions

★ À maîtriser

• La coalescence est la fusion des gouttelettes dispersées en gouttelettes plus grosses ; elle est l’inverse de l’émulsification et peut conduire à la rupture de phase, c’est-à-dire à la séparation des deux phases.

• Le mûrissement d’Ostwald est le transfert préférentiel de matière des petites gouttes vers les grandes sous l’effet d’une différence de pression ; si la phase dispersée est légèrement soluble dans la phase dispersante, les gouttelettes les plus fines se dissolvent et leurs molécules diffusent dans la phase dispersante vers les plus grosses gouttes.

• Le crémage correspond à la migration vers le haut des gouttelettes moins denses que la phase dispersante, comme l’huile dans l’eau.

• La sédimentation correspond à la migration vers le bas des gouttelettes plus denses que la phase dispersante.

• La floculation est l’agrégation des gouttelettes dispersées en agglomérats ; elle peut ensuite conduire à la coalescence puis à la rupture de phase.

Compléments

• Le mûrissement d’Ostwald est irréversible.

• Le crémage et la sédimentation sont réversibles.

• La floculation est réversible.

• Lors d’un inversement de phase, la phase dispersée devient la phase dispersante et la phase dispersante devient la phase dispersée ; le phénomène est irréversible.

• Dans une suspension, la floculation agglomère les particules pour former des particules plus grosses appelées agglomérats ou flocons.

• Dans une suspension, les agglomérats ou flocons, plus lourds que les particules, tombent au fond du récipient sous l’effet de la gravité.

💡 Astuce mémo

Crémage vers le haut, sédimentation vers le bas

📖 5. Liaisons intermoléculaires et chimiques

★ À maîtriser

📌 Les liaisons intermoléculaires d’origine électrostatique sont des liaisons physiques, tandis que les liaisons qui unissent les atomes, comme les liaisons covalentes, sont des liaisons chimiques.

• Les liaisons intermoléculaires sont responsables de la cohésion d’un composé chimique.

• Les températures de changement d’état reflètent la force des liaisons intermoléculaires : plus ces liaisons sont fortes, plus les températures de changement d’état sont élevées.

Compléments

• L’énergie d’interaction entre deux molécules d’eau est de 20 kJ/mol, valeur présentée comme caractéristique d’une interaction de faible énergie.

• L’énergie de liaison covalente O–H est de 463 kJ/mol et correspond à l’énergie nécessaire pour casser cette liaison ; elle est souvent notée DAB.

💡 Astuce mémo

20 kJ/mol entre molécules d’eau, 463 kJ/mol pour O–H

📖 6. Énergies des liaisons chimiques

★ À maîtriser

• Les énergies de quelques liaisons covalentes simples sont H–H : 436 kJ·mol⁻¹, C–H : 413 kJ·mol⁻¹ et O–H : 463 kJ·mol⁻¹.

• Une liaison ionique résulte de l’interaction coulombienne entre deux ions ; des charges de même signe se repoussent et des charges de signes opposés s’attirent.

• Les liaisons intermoléculaires sont généralement plus faibles que les liaisons covalentes, mais leur grand nombre entre les chaînes d’un polymère peut assurer une forte cohésion au matériau.

Compléments

• Les énergies de quelques liaisons covalentes multiples sont C=C : 615 kJ·mol⁻¹, C=O : 720 kJ·mol⁻¹ et C≡C : 812 kJ·mol⁻¹.

• L’énergie d’une liaison ionique est de l’ordre de la centaine de kJ·mol⁻¹.

💡 Astuce mémo

Une liaison covalente se chiffre en centaines de kJ·mol⁻¹ ; une liaison ionique, en centaines environ.

📖 7. Électronégativité et polarité moléculaire

🔑 Notions clés & Définitions

• Électronégativité : Capacité d’un atome, d’un groupe d’atomes ou d’une entité moléculaire à attirer vers lui les électrons participant à une liaison covalente.

★ À maîtriser

📌 Une liaison covalente est polaire lorsque les électronégativités des deux atomes liés diffèrent, car les électrons ne sont alors pas partagés équitablement.

📌 Une molécule est polaire si les positions moyennes de ses charges partielles positives et négatives ne sont pas confondues, ce qui équivaut à une somme non nulle des moments dipolaires de ses liaisons.

Compléments

• Dans une liaison polaire, l’atome qui attire davantage les électrons porte une charge partielle δ− et l’autre une charge partielle δ+ ; le vecteur du moment dipolaire est orienté de δ− vers δ+.

• Le moment dipolaire dépend de la charge des deux atomes et de la distance qui les sépare ; il s’exprime en C·m ou, plus couramment, en debyes (D).

• Dans HCl, les électrons de la liaison sont déplacés vers le chlore, plus électronégatif que l’hydrogène ; HCl est donc une molécule polaire à dipôle électrostatique permanent.

📖 8. Interactions intermoléculaires

🔑 Notions clés & Définitions

• Forces de Van der Waals : Interactions de Debye et de London ; elles sont attractives et de courte portée.

★ À maîtriser

📌 L’interaction de Keesom relie deux dipôles permanents, tandis que l’interaction de Debye relie un dipôle permanent à un dipôle induit.

• Dans l’interaction de London, une fluctuation momentanée du nuage électronique d’une molécule apolaire induit un dipôle dans une molécule apolaire voisine, ce qui crée une attraction.

Compléments

• Lorsqu’une molécule polaire HCl approche une molécule apolaire Cl₂, son champ électrique déforme le nuage électronique de Cl₂ et y induit un moment dipolaire instantané.

• Les interactions dipôle–ion, de courte portée, ont une énergie de l’ordre de 15 kJ·mol⁻¹ et contribuent à la dissolution des solides ioniques dans l’eau.

• Dans le tableau comparatif, l’énergie de London vaut 9,0 kJ·mol⁻¹ pour H₂O, 16,8 pour HCl, 25,8 pour HI, 0,2 pour He et 8,5 pour Ar.

📌 Les interactions entre molécules sont plus fortes lorsque les molécules sont plus volumineuses et plus proches ; les forces de London sont de courte portée.

📖 9. Liaison hydrogène

🔑 Notions clés & Définitions

• Liaison hydrogène : Interaction intermoléculaire particulière d’environ 20 kJ·mol⁻¹, soit une énergie dix fois supérieure à celle des liaisons de Van der Waals.

★ À maîtriser

📌 Une liaison hydrogène nécessite un donneur, constitué d’un hydrogène lié à un atome très électronégatif comme O, N ou F, et un accepteur, qui est un atome O, N ou F porteur de doublets non liants.

Compléments

📌 Une liaison hydrogène est la plus forte lorsque ses trois atomes sont alignés ; elle peut aussi se former au sein d’une même molécule, parfois avec un alignement imparfait et une liaison un peu plus faible.