Spécialité physique-chimie, Première • Exercices corrigés à Montréal

Fiche de révision : cohésion, polarité, dissolution et extraction (Première)

Ce chapitre relie trois questions qui n'en font qu'une : pourquoi telle molécule est polaire, pourquoi tel solide fond si haut, et pourquoi tel solvant dissout tel soluté. La réponse passe toujours par les mêmes interactions, et l'erreur passe toujours par la même étape sautée, celle de la géométrie.

Vous trouverez ici les huit erreurs qui coûtent des points en devoir, avec la phrase exacte à écrire pour chacune, l'arbre qui décide de la polarité d'une molécule, celui qui choisit un solvant d'extraction, et une dissolution de chlorure de calcium traitée ligne par ligne.

Mis à jour le 17 octobre 2026

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Le fil du chapitre

Une molécule n'est polaire que si la somme VECTORIELLE de ses moments dipolaires de liaison est non nulle : ce sont les liaisons qui sont polarisées, c'est la GÉOMÉTRIE qui décide de la molécule.

Ce chapitre fait partie de Spécialité physique-chimie en Première

Pour s'entraîner Les exercices corrigés de ce chapitre, 16 exercices

Avant ce chapitre

Cette fiche suppose ces notions acquises. Si une méthode ci-dessous reste opaque, c'est presque toujours l'une d'elles qui manque, pas la fiche.

Entités chimiques et transformationsSeconde Exercices

Remonter plus loin : la chaîne complète (5 chapitres) ↓

Le chemin de remédiation, du plus ancien au plus proche. Un élève qui reprend ce chapitre de zéro le reprend dans cet ordre.

1Atomes, molécules et transformations chimiquesQuatrième
2Ions, pH, acides et basesTroisième
3Constitution de la matièreSeconde
4L'atome et la classification périodiqueSeconde
5Entités chimiques et transformationsSeconde

L'essentiel

Du schéma de Lewis à la géométrie

• Schéma de Lewis : on compte les électrons de valence de tous les atomes, on forme les doublets, puis on vérifie l'octet de chaque atome, ou le duet de l'hydrogène. $\mathrm{N_{2}}$ : $10$ électrons, liaison triple ; $\mathrm{O_{2}}$ : $12$ électrons, liaison double.
• Autour de l'atome central, les DIRECTIONS de doublets s'écartent au maximum. Les doublets non liants comptent ; une liaison double ou triple ne compte que pour une direction.
• Quatre directions pointent vers les sommets d'un tétraèdre. On NOMME ensuite la forme d'après les seuls atomes : $\mathrm{CH_{4}}$ tétraédrique, $\mathrm{NH_{3}}$ pyramidale, $\mathrm{H_{2}O}$ coudée.
• Deux directions sont opposées : $\mathrm{CO_{2}}$ , avec ses deux liaisons doubles, est linéaire.

Quatre directions de doublets autour de l'atome central dans les trois cas : on nomme la forme d'après les seuls atomes, et chaque doublet non liant resserre l'angle.

Un doublet non liant repousse plus fort qu'un doublet liant : l'angle passe de $109{,}5^{\circ}$ dans $\mathrm{CH_{4}}$ à $107^{\circ}$ dans $\mathrm{NH_{3}}$ et $104{,}5^{\circ}$ dans $\mathrm{H_{2}O}$ .

Liaison polarisée et molécule polaire : deux questions distinctes

• L'ÉLECTRONÉGATIVITÉ croît de la gauche vers la droite d'une période et du bas vers le haut d'une colonne. Le fluor est le plus électronégatif.
• Une LIAISON est polarisée dès que l'écart d'électronégativité dépasse environ $0{,}5$ : l'atome le plus électronégatif porte $\delta^{-}$ , l'autre $\delta^{+}$ .
• Une MOLÉCULE est polaire si la somme VECTORIELLE des moments dipolaires de ses liaisons est non nulle. C'est donc la géométrie qui tranche.
• $CO_{2}$ possède deux liaisons très polarisées et n'est pourtant PAS polaire : la molécule est linéaire, les deux vecteurs s'annulent.
• $H_{2}O$ possède les mêmes types de liaisons mais elle est COUDÉE : les vecteurs ne s'annulent pas, la molécule est polaire.

Les deux molécules portent des liaisons polarisées de la même façon. À gauche la forme coudée empêche les vecteurs de s'annuler, à droite la forme linéaire les fait se compenser exactement.

La rédaction attendue en devoir contient toujours DEUX phrases : « les liaisons sont polarisées car... » puis « la molécule est polaire ou non car sa géométrie est... ». Une seule des deux ne vaut que la moitié des points.

Ce qui tient un solide ensemble

• SOLIDE IONIQUE : cohésion assurée par les interactions ÉLECTROSTATIQUES entre ions de charges opposées. Très fortes, d'où des températures de fusion élevées.
• SOLIDE MOLÉCULAIRE : cohésion assurée par les interactions de VAN DER WAALS, renforcées par les LIAISONS HYDROGÈNE quand un $H$ est lié à $N$ , $O$ ou $F$ .
• Les interactions de Van der Waals augmentent avec la taille du nuage électronique, donc avec la masse molaire, et DIMINUENT quand la chaîne est ramifiée.
• Une liaison hydrogène est une interaction INTERMOLÉCULAIRE : elle est environ dix fois plus faible qu'une liaison covalente, mais dix fois plus forte qu'une interaction de Van der Waals ordinaire.
• Plus les interactions sont fortes, plus les températures de fusion et d'ébullition sont élevées.

À gauche des ions de charges opposées, liés par l'interaction électrostatique ; à droite des molécules I₂ neutres, liées par les seules interactions de Van der Waals, bien plus faibles.

La ramification est le critère le plus discriminant en devoir : à même formule brute, l'isomère le plus ramifié est le plus compact, donc celui dont les molécules se touchent le moins, donc celui qui bout le plus bas.

Dissoudre, c'est trois étapes puis un compte

• DISSOCIATION, SOLVATATION, DISPERSION : le solide se sépare en ions, chaque ion s'entoure de molécules de solvant, puis l'ensemble se disperse.
• Les molécules d'eau tournent leur oxygène, $\delta^{-}$ , vers un cation, et leurs hydrogènes, $\delta^{+}$ , vers un anion.
• L'équation de dissolution s'écrit avec les états physiques : $CaCl_{2}(s)\rightarrow Ca^{2+}(aq)+2\,Cl^{-}(aq)$ .
• CONCENTRATION EFFECTIVE : le coefficient stoechiométrique multiplie la concentration de l'ion. Pour $CaCl_{2}$ de concentration $c$ , on a $[Ca^{2+}]=c$ et $[Cl^{-}]=2c$ .
• Règle du semblable : un solvant POLAIRE dissout les espèces ioniques et polaires, un solvant APOLAIRE les espèces apolaires.

Les molécules d'eau tournent leur oxygène,

\delta^{-}

, vers le cation et leurs hydrogènes,

\delta^{+}

, vers l'anion : l'orientation s'inverse avec le signe de l'ion.

Un solvant polaire dissout un solide ionique parce qu'il est capable de solvater les ions. L'eau y excelle grâce à sa polarité ET à ses liaisons hydrogène : les deux propriétés se cumulent.

L'extraction liquide-liquide en trois conditions

• Le solvant EXTRACTEUR doit être NON MISCIBLE au solvant de départ, sinon les deux phases n'existent pas.
• Il doit être un MEILLEUR solvant de l'espèce à extraire que le solvant de départ, sinon l'espèce ne migre pas.
• Il doit être aussi peu dangereux et aussi volatil que possible, pour être éliminé ensuite par évaporation.
• La phase la plus DENSE est en bas : on compare toujours les masses volumiques, la phase organique n'est pas systématiquement au-dessus.
• On agite, on dégaze, on laisse décanter, puis on récupère la phase voulue par le robinet ou par le haut selon sa position.

L'énoncé fournit toujours un tableau de masses volumiques et de solubilités : la réponse s'y lit ligne par ligne, et il faut citer explicitement les deux nombres comparés.

Les pièges qui coûtent des points

Les erreurs ci-dessous sont celles que je corrige le plus souvent en séance. Chacune coûte des points sur une copie, même quand le raisonnement est juste.

1. Conclure à la polarité dès qu'il y a des liaisons polarisées

2 points, et toute la question sur la solubilité qui en dépend

Ce qu'il ne faut pas écrire

« Les liaisons $C=O$ sont très polarisées, donc $CO_{2}$ est une molécule polaire. »

Ce qu'il faut écrire

« Les liaisons $C=O$ sont polarisées, mais $CO_{2}$ est LINÉAIRE : les deux moments dipolaires sont opposés et s'annulent, la molécule est donc APOLAIRE. »

Pourquoi : Le moment dipolaire est un VECTEUR : une somme de vecteurs non nuls peut être nulle. C'est l'étape que l'énoncé teste, et elle est invisible si l'on ne dessine pas la molécule.

2. Appeler liaison hydrogène la liaison covalente O-H

1,5 point, et l'explication des températures d'ébullition

Ce qu'il ne faut pas écrire

« Dans l'eau, la liaison entre l'oxygène et l'hydrogène est une liaison hydrogène. »

Ce qu'il faut écrire

« La liaison $O-H$ à l'intérieur d'une molécule d'eau est COVALENTE. La liaison hydrogène est INTERMOLÉCULAIRE : elle relie l'hydrogène d'une molécule à l'oxygène d'une AUTRE molécule. »

La liaison

O-H

tient la molécule : elle est covalente. La liaison hydrogène, en pointillé, relie un H d'une molécule à l'oxygène d'une AUTRE.

Pourquoi : Confondre les deux revient à confondre ce qui tient une molécule et ce qui tient un liquide. La conséquence est directe : on ne comprend plus pourquoi l'eau bout à $100\ \mathrm{^\circ C}$ alors que $H_{2}S$ bout à $-60\ \mathrm{^\circ C}$ .

3. Oublier le coefficient dans une concentration effective

2 points, et un facteur

2

propagé jusqu'au dosage final

Ce qu'il ne faut pas écrire

« La solution de $CaCl_{2}$ est à $0{,}100\ \mathrm{mol\cdot L^{-1}}$ , donc $[Cl^{-}]=0{,}100\ \mathrm{mol\cdot L^{-1}}$ . »

Ce qu'il faut écrire

« L'équation $CaCl_{2}(s)\rightarrow Ca^{2+}(aq)+2\,Cl^{-}(aq)$ libère DEUX ions chlorure par formule : $[Cl^{-}]=2c=0{,}200\ \mathrm{mol\cdot L^{-1}}$ . »

Une seule entité solide libère un cation et DEUX anions : c'est ce compte, et lui seul, qui donne le facteur

2

de la concentration effective en ions chlorure.

Pourquoi : La concentration en soluté apporté et la concentration effective d'un ion sont deux grandeurs différentes. C'est l'équation de dissolution, écrite en entier, qui donne le facteur.

4. Faire monter la température d'ébullition avec la ramification

1,5 point, et la comparaison qui portait toute la question

Ce qu'il ne faut pas écrire

« Le $2{,}2$ -diméthylbutane est plus gros et plus compact, il bout donc plus haut que l'hexane. »

Ce qu'il faut écrire

« À même formule brute, l'isomère RAMIFIÉ est plus compact, donc ses molécules ont moins de surface de contact : les interactions de Van der Waals sont plus FAIBLES et il bout plus BAS, ici $50\ \mathrm{^\circ C}$ contre $69\ \mathrm{^\circ C}$ . »

À nombre de carbones égal, la courbe des chaînes ramifiées passe toujours SOUS celle des chaînes linéaires : plus compact veut dire moins de contact, donc moins d'interactions.

Pourquoi : Les interactions de Van der Waals dépendent du CONTACT entre nuages électroniques. Une chaîne linéaire s'aligne le long d'une autre comme deux bâtonnets; une chaîne ramifiée, presque sphérique, ne touche que par un point.

5. Croire que la dissolution casse les liaisons covalentes

1,5 point, et l'explication de la solvatation

Ce qu'il ne faut pas écrire

« En dissolvant le sel, l'eau casse les liaisons de ses propres molécules pour entourer les ions. »

Ce qu'il faut écrire

« La dissolution rompt les interactions IONIQUES du solide, pas les liaisons covalentes : les molécules d'eau restent intactes et se contentent de s'orienter autour des ions. »

Pourquoi : Une liaison covalente est environ cent fois plus forte que ce qu'une dissolution peut vaincre. C'est aussi pourquoi on retrouve exactement les mêmes molécules d'eau après évaporation.

6. Placer la phase organique systématiquement au-dessus

2 points, et la manipulation entière décrite à l'envers

Ce qu'il ne faut pas écrire

« Après extraction au dichlorométhane, la phase organique est en haut. »

Ce qu'il faut écrire

« On compare les masses volumiques : le dichlorométhane est à $1{,}33\ \mathrm{g\cdot mL^{-1}}$ , l'eau à $1{,}00$ . La phase organique est donc EN BAS, et on la récupère par le robinet. »

Même expérience, deux solvants : le cyclohexane à

0{,}78

flotte sur l'eau, le dichlorométhane à

1{,}33

passe dessous. C'est la masse volumique qui décide, jamais le mot organique.

Pourquoi : L'habitude vient des extractions au cyclohexane ou à l'éther, effectivement moins denses que l'eau. Les solvants chlorés, eux, sont plus denses : le tableau de l'énoncé est là pour cela.

7. Choisir un solvant extracteur miscible

toute la question, souvent 3 points

Ce qu'il ne faut pas écrire

« L'éthanol dissout très bien l'espèce cherchée, c'est donc un bon solvant d'extraction pour une solution aqueuse. »

Ce qu'il faut écrire

« L'éthanol est MISCIBLE à l'eau : il n'y aurait qu'une seule phase, donc aucune extraction possible. Le solvant extracteur doit être NON MISCIBLE au solvant de départ. »

L'éthanol se mélange à l'eau : une seule phase, rien à séparer. Le cyclohexane, non miscible, forme deux phases : l'extraction est possible.

Pourquoi : L'extraction repose sur l'existence de deux phases séparées. La qualité de dissolution ne vient qu'en second : sans deux phases, il n'y a rien à séparer.

8. Faire dissoudre un solide ionique par un solvant apolaire

1,5 point, et le choix de solvant du protocole

Ce qu'il ne faut pas écrire

« Le chlorure de sodium se dissout dans le cyclohexane puisque c'est un bon solvant. »

Ce qu'il faut écrire

« Le cyclohexane est APOLAIRE : il ne peut pas solvater les ions, faute de charges partielles. Un solide ionique ne se dissout que dans un solvant POLAIRE comme l'eau. »

Pourquoi : La solvatation est une affaire d'attraction électrostatique entre les ions et les charges partielles du solvant. Sans charges partielles, aucune attraction, donc aucune dissolution.

9. Oublier les doublets non liants en prévoyant la géométrie

toute la question de géométrie, et la polarité qui en découle

Ce qu'il ne faut pas écrire

« L'oxygène de l'eau n'est lié qu'à deux hydrogènes, donc les deux liaisons s'écartent au maximum : la molécule est linéaire. »

Ce qu'il faut écrire

« L'oxygène porte $2$ doublets liants et $2$ doublets non liants : QUATRE directions, disposées en tétraèdre. Les deux hydrogènes n'en occupent que deux, et la molécule est coudée, à $104{,}5^{\circ}$ . »

Sans ses deux doublets non liants, l'eau serait linéaire et apolaire ; avec eux, quatre directions en tétraèdre et une molécule coudée à

104{,}5^{\circ}

Pourquoi : Les doublets non liants ne se voient pas dans la formule brute, mais ils occupent de la place autour de l'atome central. Les oublier donne une eau linéaire, donc apolaire, et tout le chapitre sur la solvatation s'effondre.

10. Compter une liaison double comme deux directions

1 à 2 points, et la conclusion sur la polarité

Ce qu'il ne faut pas écrire

« Dans $\mathrm{CO_{2}}$ , le carbone est entouré de quatre doublets liants, comme dans le méthane : la molécule est tétraédrique. »

Ce qu'il faut écrire

« Les quatre doublets liants forment deux liaisons DOUBLES, soit deux directions seulement autour du carbone, sans doublet non liant. Deux directions s'opposent : la molécule est linéaire, $180^{\circ}$ . »

Pourquoi : Les deux doublets d'une liaison double relient les MÊMES deux atomes : ils pointent dans la même direction. Ce qu'on compte autour de l'atome central, ce sont des directions, pas des doublets.

Quelle méthode choisir

Cette molécule est-elle polaire

On procède toujours dans le même ordre : les liaisons d'abord, la géométrie ensuite. Jamais l'inverse.

Si tous les atomes liés ont la même électronégativité → aucune liaison n'est polarisée, donc la molécule est APOLAIRE, quelle que soit sa forme

Exemple : $H_{2}$ , $O_{2}$ , $Cl_{2}$
Si des liaisons sont polarisées et la molécule est SYMÉTRIQUE autour de l'atome central → les moments dipolaires se compensent : molécule APOLAIRE

Exemple : $CO_{2}$ linéaire, $CCl_{4}$ tétraédrique, $BF_{3}$ triangulaire plane
Si des liaisons sont polarisées et la molécule est COUDÉE ou pyramidale → les moments dipolaires ne se compensent pas : molécule POLAIRE

Exemple : $H_{2}O$ coudée, $NH_{3}$ pyramidale
Si la molécule contient un atome central portant des doublets non liants → la géométrie est presque toujours déformée, donc la molécule est souvent polaire

Les doublets non liants repoussent les liaisons et brisent la symétrie : c'est le cas de l'eau et de l'ammoniac.
Si les substituants autour de l'atome central sont DIFFÉRENTS → la symétrie est rompue : molécule POLAIRE, même si la forme générale est régulière

Exemple : $CHCl_{3}$ est polaire alors que $CCl_{4}$ ne l'est pas

Si aucune branche ne tranche, c'est qu'il faut dessiner la molécule dans l'espace et placer les vecteurs. Une réponse sur la polarité sans schéma n'est presque jamais acceptée en devoir de spécialité.

Quel solvant, pour quel soluté

On regarde d'abord la nature du soluté, ionique, polaire ou apolaire, puis ce que l'on veut en faire.

Si le soluté est IONIQUE ou très polaire → solvant POLAIRE, idéalement protique comme l'eau ou l'éthanol

Exemple : $NaCl$ et $CuSO_{4}$ dans l'eau
Si le soluté est APOLAIRE → solvant APOLAIRE : cyclohexane, toluène, éther de pétrole

Exemple : le diiode ou une graisse dans le cyclohexane
Si on veut EXTRAIRE une espèce d'une phase aqueuse → solvant NON MISCIBLE à l'eau, meilleur solvant de l'espèce, et peu dangereux

Vérifier les trois conditions, dans cet ordre : la non-miscibilité élimine à elle seule la plupart des candidats.
Si on veut savoir où se trouve la phase organique après décantation → comparer les masses volumiques : la plus grande est en bas

Exemple : dichlorométhane à $1{,}33$ sous l'eau, cyclohexane à $0{,}78$ au-dessus
Si on veut récupérer l'espèce extraite pure → sécher la phase organique puis ÉVAPORER le solvant, ce qui suppose qu'il soit volatil

Le tableau de données de l'énoncé contient toujours exactement les colonnes nécessaires : solubilités, masses volumiques, miscibilités, températures d'ébullition. Une colonne inutilisée signale une condition oubliée.

La rédaction attendue

Le correcteur coche des étapes. Les voici dans l'ordre, avec la phrase de conclusion qu'il attend mot pour mot.

Justifier la polarité d'une molécule

Quand l'utiliser : L'énoncé donne des électronégativités et une géométrie, et demande si la molécule est polaire.

1 Comparer les électronégativités et conclure sur les LIAISONS : « $\chi(O)-\chi(H)=3{,}44-2{,}20=1{,}24>0{,}5$ , la liaison $O-H$ est polarisée ».
2 Placer les charges partielles sur un schéma : « l'oxygène porte $\delta^{-}$ , chaque hydrogène $\delta^{+}$ ».
3 Décrire la GÉOMÉTRIE en la nommant : « la molécule est coudée, avec un angle d'environ $104{,}5^{\circ}$ ».
4 Faire la somme vectorielle, en disant explicitement si elle est nulle : « les deux moments dipolaires ne sont pas opposés, leur somme n'est pas nulle ».
5 Conclure sur la MOLÉCULE, et pas seulement sur les liaisons.

Phrase de conclusion

Les liaisons $O-H$ sont polarisées car l'écart d'électronégativité vaut $1{,}24$ , supérieur à $0{,}5$ ; la molécule étant coudée, les deux moments dipolaires ne se compensent pas et leur somme vectorielle est non nulle : la molécule d'eau est donc POLAIRE.

Le piège : Conclure après la première étape. La question porte sur la molécule, pas sur les liaisons, et le barème sépare toujours les deux : sans la phrase sur la géométrie, la moitié des points est perdue.

Barème : 1 point pour l'écart d'électronégativité chiffré, 0,5 point pour le schéma avec les charges partielles, 1 point pour la géométrie nommée, 1 point pour la conclusion vectorielle.

Vérifier avant de rendre

Cinq minutes de vérification récupèrent plus de points qu'un exercice de plus commencé à la hâte.

La géométrie a bien été citée

Relisez toute conclusion sur la polarité : le mot linéaire, coudée, tétraédrique ou pyramidale doit y figurer. S'il n'y est pas, la réponse porte sur les liaisons et non sur la molécule.

« Les liaisons sont polarisées donc la molécule est polaire » : la phrase saute l'étape qui rapporte le point.
Le compte des ions

Après un calcul de concentration effective, vérifiez la neutralité : la somme des charges positives doit égaler la somme des charges négatives. Pour $CaCl_{2}$ , $2\times[Ca^{2+}]$ doit valoir $1\times[Cl^{-}]$ .

$[Ca^{2+}]=0{,}100$ et $[Cl^{-}]=0{,}100$ : la neutralité donne $0{,}200$ contre $0{,}100$ , le compte est faux.
Le solvant extracteur est non miscible

Avant toute justification d'extraction, relisez la ligne miscibilité du tableau. Un solvant miscible à l'eau élimine la réponse quelle que soit sa solubilité pour l'espèce cherchée.

Proposer l'éthanol ou l'acétone pour extraire d'une phase aqueuse : les deux sont miscibles à l'eau.
L'ordre des phases se lit dans le tableau

Comparez les deux masses volumiques avant de dire où se trouve chaque phase, et citez les deux nombres. Une phase organique en haut n'est vraie que si sa masse volumique est inférieure à $1{,}00\ \mathrm{g\cdot mL^{-1}}$ .

Annoncer la phase au dichlorométhane en haut : $1{,}33$ est supérieur à $1{,}00$ , donc elle est en bas.

L'exercice type décortiqué

Préparer, analyser puis diluer une solution ionique

On dissout $m=5{,}55\ \mathrm{g}$ de chlorure de calcium $CaCl_{2}$ solide dans de l'eau distillée, puis on complète à $V=500\ \mathrm{mL}$ de solution. On donne $M(CaCl_{2})=111{,}0\ \mathrm{g\cdot mol^{-1}}$ .

1. Calculer la quantité de matière de soluté apporté. 2. En déduire la concentration en soluté apporté. 3. Écrire l'équation de dissolution. 4. En déduire les concentrations effectives des deux ions. 5. On prélève $10{,}0\ \mathrm{mL}$ de cette solution que l'on complète à $100{,}0\ \mathrm{mL}$ : quelle est la nouvelle concentration en ions chlorure ? 6. Vérifier la neutralité électrique de la solution diluée.

Étape 1

$n=\dfrac{m}{M}=\dfrac{5{,}55}{111{,}0}=5{,}00\times 10^{-2}\ \mathrm{mol}$ .

Pourquoi

On commence toujours par la quantité de matière : c'est la seule grandeur qui traverse toutes les questions sans changer. Le nombre rond obtenu est un signal que les données ont été choisies pour tomber juste.

Étape 2

$c=\dfrac{n}{V}=\dfrac{5{,}00\times 10^{-2}}{0{,}500}=0{,}100\ \mathrm{mol\cdot L^{-1}}$ .

Pourquoi

Le volume passe en litres AVANT la division, et le résultat est la concentration en soluté APPORTÉ, pas celle d'un ion. C'est la distinction que la question suivante va exploiter.

Étape 3

$CaCl_{2}(s)\rightarrow Ca^{2+}(aq)+2\,Cl^{-}(aq)$ , avec les états physiques indiqués.

Pourquoi

L'équation n'est pas décorative : c'est elle qui porte le facteur $2$ de la question suivante. Les états physiques font partie du barème en spécialité.

Étape 4

$[Ca^{2+}]=c=0{,}100\ \mathrm{mol\cdot L^{-1}}$ et $[Cl^{-}]=2c=0{,}200\ \mathrm{mol\cdot L^{-1}}$ .

Pourquoi

Chaque coefficient stoechiométrique devient un facteur multiplicatif. Écrire les deux concentrations, même celle qui vaut $c$ , montre au correcteur que le raisonnement a été mené et non recopié.

Étape 5

Dilution : le facteur vaut $\dfrac{100{,}0}{10{,}0}=10$ , donc $[Cl^{-}]_{fille}=\dfrac{0{,}200}{10}=2{,}00\times 10^{-2}\ \mathrm{mol\cdot L^{-1}}$ .

Pourquoi

On dilue la concentration EFFECTIVE, déjà multipliée par $2$ . Diluer d'abord puis multiplier par $2$ donnerait le même résultat ici, mais l'ordre inverse est celui qui reste juste quand l'énoncé se complique.

Étape 6

Neutralité : $2\times[Ca^{2+}]+(-1)\times[Cl^{-}]$ donne $2\times 1{,}00\times 10^{-2}=2{,}00\times 10^{-2}$ de charges positives contre $2{,}00\times 10^{-2}$ de charges négatives. La solution est bien neutre.

Pourquoi

La neutralité est le contrôle final gratuit de tout exercice de solution ionique. Un déséquilibre y révèle immédiatement un coefficient oublié en amont.

Conclusion rédigée

La solution mère contient $5{,}00\times 10^{-2}\ \mathrm{mol}$ de $CaCl_{2}$ dans $0{,}500\ \mathrm{L}$ , soit $c=0{,}100\ \mathrm{mol\cdot L^{-1}}$ , ce qui donne $[Ca^{2+}]=0{,}100$ et $[Cl^{-}]=0{,}200\ \mathrm{mol\cdot L^{-1}}$ ; après dilution au dixième, $[Cl^{-}]=2{,}00\times 10^{-2}\ \mathrm{mol\cdot L^{-1}}$ et la neutralité électrique est vérifiée.

L'erreur classique sur cet exercice : Annoncer $[Cl^{-}]=0{,}100\ \mathrm{mol\cdot L^{-1}}$ en recopiant $c$ . Le contrôle de neutralité le révèle aussitôt : on trouverait $0{,}200$ de charges positives pour $0{,}100$ de charges négatives, ce qui est impossible dans une solution.

À savoir par cœur

• Géométrie : compter les DIRECTIONS de doublets autour de l'atome central, non liants compris, une liaison multiple valant une direction ; puis nommer la forme d'après les seuls atomes.
• Liaison polarisée si l'écart d'électronégativité dépasse environ $0{,}5$ . Molécule polaire si la somme VECTORIELLE est non nulle.
• $CO_{2}$ , $CCl_{4}$ , $BF_{3}$ : liaisons polarisées, molécules APOLAIRES par symétrie.
• Van der Waals : plus fortes quand le nuage électronique est gros, plus faibles quand la chaîne est ramifiée.
• Liaison hydrogène : $H$ lié à $N$ , $O$ ou $F$ , et INTERMOLÉCULAIRE. Jamais la liaison covalente interne.
• Dissolution : dissociation, solvatation, dispersion. Le coefficient stoechiométrique multiplie la concentration de l'ion.
• Solvant extracteur : NON MISCIBLE, meilleur solvant de l'espèce, peu dangereux. La phase la plus dense est en bas.

Questions fréquentes

Comment savoir si une molécule est polaire ou apolaire ?

On regarde d'abord si les liaisons sont polarisées, en comparant les électronégativités. On regarde ensuite la géométrie : si la molécule est symétrique, les moments dipolaires se compensent et elle est apolaire; si elle est coudée ou pyramidale, ils ne se compensent pas et elle est polaire. La géométrie est l'étape décisive.

Pourquoi le dioxyde de carbone n'est-il pas une molécule polaire ?

Parce qu'il est linéaire. Ses deux liaisons carbone-oxygène sont pourtant très polarisées, mais elles pointent dans des directions exactement opposées. Leurs moments dipolaires s'annulent, et la somme vectorielle est nulle. L'eau, avec des liaisons du même type, est polaire parce que sa forme est coudée.

Quelle est la différence entre liaison hydrogène et liaison covalente ?

La liaison covalente unit deux atomes à l'intérieur d'une même molécule et met en commun des électrons. La liaison hydrogène relie deux molécules différentes : un hydrogène lié à un azote, un oxygène ou un fluor est attiré par un doublet libre d'une autre molécule. Elle est environ dix fois plus faible.

Pourquoi un alcane ramifié bout-il plus bas que son isomère linéaire ?

Parce qu'une chaîne ramifiée est plus compacte, presque sphérique, et offre donc moins de surface de contact aux molécules voisines. Les interactions de Van der Waals, qui dépendent de ce contact, sont plus faibles, et il faut moins d'énergie pour séparer les molécules. La température d'ébullition est donc plus basse.

Comment choisir un solvant pour une extraction liquide-liquide ?

Trois conditions, dans cet ordre. Il doit être non miscible au solvant de départ, sinon il n'y a qu'une seule phase. Il doit dissoudre l'espèce à extraire mieux que le solvant de départ. Enfin il doit être peu dangereux et assez volatil pour être évaporé ensuite. Le tableau de l'énoncé donne exactement ces informations.

Comment prévoir la géométrie d'une molécule à partir de son schéma de Lewis ?

On compte les directions de doublets autour de l'atome central, en incluant les doublets non liants et en comptant une liaison double pour une seule direction. Quatre directions se placent en tétraèdre, deux sont opposées. On nomme ensuite la forme d'après les seuls atomes : le méthane est tétraédrique, l'ammoniac pyramidal, l'eau coudée, le dioxyde de carbone linéaire.

Passer à la pratique

Exercices corrigés : Cohésion, polarité, dissolution et extraction

Une méthode se prouve sur une copie, pas sur une fiche. La série du même chapitre reprend chacun de ces pièges dans un exercice, avec le corrigé rédigé étape par étape.

16 exercices corrigés
160 points
240 minutes

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Session 2026• 2 exercices

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Chimie organique et synthèse

© Ahmed Squalli Houssaini. Fiche publiée sur www.letuteurscientifique.ca/fiches/1spc-cohesion-solubilite. Libre pour l'usage personnel et en classe ; sa republication ailleurs demande une autorisation écrite (mentions légales).

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