Hydrates

Définition des hydrates

Les hydrates contiennent généralement des quantités stœchiométriques d'eau. Cela signifie qu'au lieu de contenir de minuscules quantités d'eau, ils en contiennent une quantité suffisamment importante pour être comparable à la quantité d'autres éléments présents dans le composé.

La façon générale d'écrire les hydrates est la suivante :

$$AB\circ nH_2O$$.

Où AB est la formule de la partie non aqueuse (anhydre) du complexe, et n le nombre de moles d'eau.

Par exemple, voici le sulfate de magnésium heptahydraté :

$$MgSO_4\circ 7H_2O$$.

On voit ici que pour une mole de sulfate de magnésium (_MgSO4), il y a 7 moles d'eau.

Formation des hydrates

L'eau est partout, même dans l'air sous forme de vapeur d'eau. Lorsque certains produits chimiques sont exposés à l'air, ils peuvent soit l'absorber sur leur surface (comme une éponge), soit l'incorporer dans leur structure.

Alors, comment l'eau est-elle incorporée ? Il y a deux façons de procéder :

1. S'attacher à un centre métallique.
2. L'eau se cristallise dans le complexe.

Voyons ce qu'il en est :

S'attacher à un centre métallique

La première façon consiste à s'attacher à un centre métallique. Prenons l'exemple du sel d'Epsom (_MgSO4). Voici à quoi ressemble cette structure sans eau :

Fig.1 - Sel d'Epsom anhydre

Voyons maintenant quand l'eau est ajoutée/absorbée :

Fig.2-MgSO4 incorpore de l'eau dans sa structure.

Ici, nous voyons que l'eau s'est entourée autour du centre métallique. Au lieu de lier le magnésium (^Mg2+) et le sulfate (^SO42-), c'est le complexe de magnésium et l'ion sulfate qui sont liés.

L'eau cristallise à l'intérieur du complexe

Parfois, au lieu que l'eau se lie au centre métallique, elle se lie par hydrogène au complexe métallique. La liaison hydrogène est une force d'attraction intermoléculaire, où l'oxygène partiellement négatif est attiré par une espèce ayant une charge positive partielle ou totale et où l'hydrogène partiellement positif est attiré par une espèce ayant une charge négative partielle ou totale.

Généralement, les hydrates qui ont de l'eau cristallisée dans le complexe ont également des molécules d'eau liées au centre métallique, comme dans _FeSO4 - _7H2O, illustré ci-dessous :

Fig.3-Sulfate de fer (II) heptahydraté

Six des molécules d'eau (représentées par la boule rouge (oxygène) et les deux boules blanches (hydrogène) sont liées au centre du fer (orange). Cependant, l'une des molécules d'eau n'est pas liée et est attirée par le complexe métallique et le sulfate (boule jaune (soufre) liée aux oxygènes) par liaison hydrogène.

Les molécules d'eau qui ne sont pas liées au centre métallique sont appelées eau d'hydratation ou eau de cristallisation.

Propriétés des hydrates

La plupart du temps, tu peux chauffer l'hydrate pour te débarrasser de l'eau d'hydratation. La structure et la texture du composé anhydre, qui est ce qui reste après avoir été chauffé, seront différentes de celles de l'hydrate. Il peut aussi avoir une couleur différente.

Par exemple, l'échantillon ci-dessous montre du sulfate de cuivre (II) anhydre qui gagne de l'eau pour devenir du sulfate de cuivre (II) pentahydraté.

Fig.4 - Le sulfate de cuivre (II) change de couleur (du blanc au bleu) lorsqu'il absorbe de l'eau.

En général, les caractéristiques suivantes s'appliquent à tout composé anhydre fabriqué à partir d'un hydrate :

1. Facile à dissoudre dans l'eau (hautement soluble dans l'eau).
2. La couleur du composé anhydre sera similaire à celle de l'hydrate d'origine lorsqu'il est dissous dans l'eau, même si la couleur a changé lorsqu'on est passé de l'hydrate au composé anhydre.

À température ambiante, la plupart des hydrates sont stables. Cependant, certains hydrates perdent leur eau lorsque la pression de vapeur d'un hydrate est supérieure à la pression de vapeur de l'air. Ce processus est appelé efflorescence.

D'autres substances peuvent absorber d'elles-mêmes l'eau contenue dans l'air (on les appelle hygroscopiques). Certaines substances hygroscopiques, comme le _P2O5 et le _CaCl2 anhydre, sont souvent utilisées pour "sécher" les liquides et les gaz. Ces substances sont appelées déshydratants. C'est pourquoi tu as souvent des sachets de gel de silice dans l'emballage d'un objet pour éviter qu'il n'absorbe de l'eau et ne s'abîme.

D'autres substances hygroscopiques, comme le NaOH solide, absorbent tellement d'eau de l'air qu'elles se dissolvent dans l'eau. On dit de ces objets qu'ils sont déliquescents.

Formule des hydrates

Alors comment savoir quelle est la quantité d'eau contenue dans ces substances ? Pour obtenir la formule d'un hydrate, nous comparons les poids de l'hydrate et du solide anhydre. La masse d'eau qui s'est évaporée peut être trouvée en prenant la masse de l'hydrate original et en soustrayant la masse du solide sec :

$$m_{H_2O}=m_{Hydrate}-m_{Anhydrous\,solid}$$

L'étape suivante consiste à diviser la masse de l'eau par sa masse molaire pour obtenir le nombre de moles :

$$n_{H_2O}=\frac{m_{H_2O}}{MM_{H_2O}}$$

$$n_{Anhydrous\,solid}=\frac{m_{Anhydrous\,solid}}{MM_{Anhydrous\,solid}}$$.

Enfin, nous divisons la plus grande quantité molaire par la plus petite quantité molaire pour obtenir le rapport entre le solide anhydre et l'eau.

$$x=\frac{n_{H_2O\,or\,Anhydrous\,solid}}{n_{Anhydrous\,solid\,or\,H_2O}}$$

Pour mieux comprendre cela, travaillons sur un exemple.

Types d'hydrates

Il existe trois types d'hydrates :

1. Inorganiques.
2. Organiques.
3. Les hydrates de gaz (ou clathrates).

Hydrates inorganiques : Les hydrates inorganiques sont ceux dont nous avons parlé jusqu'à présent. Dans les hydrates inorganiques, les molécules d'eau ne sont que faiblement attachées au composé et il n'y a pas de réaction chimique. La ou les molécules d'eau peuvent être facilement retirées du composé, par exemple en le chauffant. Le terme "anhydre" fait référence à un hydrate inorganique qui a perdu toutes ses molécules d'eau. La plupart des hydrates sont constitués d'hydrates inorganiques.

Hydrates organiques : Les hydrates organiques sont formés par hydratation, c'est-à-dire par l'ajout d'eau ou de ses composants à un composé organique par le biais d'une réaction chimique. Comme pour les hydrates inorganiques, certains hydrates organiques peuvent être formés sans modifier la chimie de la molécule de base (c'est-à-dire l'eau d'hydratation).

Hydrates de gaz (clathrates) : Dans les hydrates de gaz, la molécule de gaz, qui est généralement du méthane, est maintenue en place par un cadre lâche constitué de molécules d'eau. La "cage" de molécules d'eau est appelée l'hôte, tandis que le gaz à l'intérieur est appelé la molécule invitée.

Tu trouveras ci-dessous un exemple d'hydrate de méthane :

Fig.5 - Un hydrate de méthane

Les molécules d'eau (en bleu) forment une cage avec un grand vide au centre que l'"invité" peut occuper. Dans ce cas, la molécule invitée est le méthane (_CH4, représenté en rouge (hydrogène) et en noir (carbone)).

Système de dénomination des hydrates

Il y a des règles à suivre pour écrire les formules des hydrates inorganiques et leur donner un nom. Comme les molécules d'eau ne font pas partie de la structure réelle du composé, cela change la façon dont les formules chimiques des hydrates inorganiques sont écrites.

Nommer les hydrates est relativement simple. Tout d'abord, tu écris le nom du composé principal comme tu le ferais habituellement. Ensuite, tu écris un préfixe + hydrate. Le préfixe est basé sur le nombre de moles d'eau présentes pour 1 mole du solide.

Le tableau ci-dessous indique les préfixes pour différents nombres de molécules d'eau.

Quelques exemples de noms d'hydrates et de leurs formules :

• _CuSO4⋅5H2O: sulfate de cuivre(II) pentahydraté (Les chiffres romains dans le nom indiquent la charge du métal. Ici, l'ion cuivre a une charge de 2+).

• _CoCl2-6H2O: chlorure de cobalt(II) hexahydraté.

• _BeSO4 ⋅ _4H2O: sulfate de béryllium tétrahydraté.

Hydrates couramment utilisés

Maintenant que nous avons abordé les bases des hydrates, nous allons jeter un coup d'œil à quelques hydrates courants que tu peux voir dans ta vie de tous les jours. Ce sont :

1. Les sels d'Epsom.

2. La soude à lessive.

3. Le borax.

4. Sulfate de cuivre (II).

5. Chlorure de cobalt (II).

Sels d'Epsom

Fig.6 - Sels d'Epsom

Formule : _MgSO4 ⋅ _7H2O

Utilisations : Les sels d'Epsom peuvent être utilisés pour apaiser les muscles endoloris, comme sels de bain, pour abaisser la tension artérielle systolique et pour aider les plantes à pousser en les ajoutant à la terre.

Soude à laver

Fig.7 - Soude à laver

Nom de l'hydrate : Carbonate de sodium décahydraté.

Formule : _{Na2CO3⋅10H2O}.

Utilisations : La soude à laver était l'une des premières sortes de savon. Aujourd'hui encore, elle est parfois utilisée comme nettoyant. La soude à laver est efflorescente, ce qui signifie qu'à température ambiante, elle perd une partie de ses molécules d'eau.

Le borax

Fig.8-Borax

Nom de l'hydrate : Tétraborate de sodium décahydraté.

Formule : _{Na2B4O7⋅10H2O}

Le borax est utilisé dans de nombreux produits de nettoyage, cosmétiques, émaux et retardateurs de flammes.

Sulfate de cuivre (II)

Fig.9-Sulfate de cuivre (II)

Nom de l'hydrate : Sulfate de cuivre (II) pentahydraté.

Formule : _CuSO4⋅5H2O

Utilisation : Lorsque le sulfate de cuivre est mélangé à de l'eau, il prend une couleur bleu vif et a été utilisé comme colorant dans les peintures et les poteries. Il a également été utilisé comme fongicide et herbicide.

Chlorure de cobalt

Fig.10- Chlorure de cobalt (II)

Nom de l'hydrate : Chlorure de cobalt (II) hexahydraté.

Formule : CoCl₂⋅ 6H₂O.

Utilisations : Lorsqu'il contient de l'eau, le chlorure de cobalt est violet, mais lorsqu'il n'en contient pas, il est bleu clair. Les papiers recouverts de chlorure de cobalt sont vendus comme un moyen de savoir si quelque chose est mouillé. Les papiers sont bleus lorsqu'ils sont dans le flacon, mais s'il y a de l'humidité, ils deviennent roses une fois qu'ils sont sortis du flacon.