solution, solvant, soluté, concentration

GENERALITES  SUR  LES SOLUTIONS AQUEUSES

I-La dissolution

I-1-Expérience :

 Eau + sel de cuisine              eau+ sucre              eau+ huile

observations

Au bout de quelques secondes le sel et le sucre ne sont plus visibles alors que mélange eau+huile  est hétérogène

conclusion

On dit que le sel et le sucre se sont dissous dans l’eau. Les mélanges homogènes obtenus sont des solutions.

I-2-Définition :           

Une solution est un mélange homogène constitué d’un solvant (corps qui dissout) et d’un (ou plusieurs) soluté (corps qui est dissous : solide, liquide ou gaz).

Lorsque le solvant est l’eau, on obtient une solution aqueuse.

I-3-Solutions aqueuses ioniques et solutions aqueuses non ionique

Expérience :

schéma

observations

lorsqu’on le circuit en mettant une solution de sel de cuisine dans l’électrolyseur, la lampe s’allume et on voit des bulles de gaz au niveau des électrodes. Par contre lorsqu’on introduit la solution de sucre, la lampe ne s’allume pas.

conclusions

la solution aqueuse de sel de cuisine conduit le courant : c’est une solution aqueuse ionique. La solution aqueuse de sucre ne conduit pas le courant : c’est une solution aqueuse non ionique

I-4-Effets thermiques de la dissolution

Expérience :

schéma

Eau          eau+sel            eau        eau+NaOH           eau       eau+NH₄Cl

Observations :

 -Pour le duo 1, la température ne varie pas  au cours de la dissolution :la dissolution du sel de cuisine dans l’eau est athermique

-Pour le duo 2, la température augmente : la dissolution de l’hydroxyde de sodium dans l’eau est exothermique

-Pour le duo 3, la température baisse : la dissolution du chlorure d’ammonium dans l’eau est endothermique

Conclusion : la dissolution s’accompagne d’un effet thermique : elle peur être exothermique, endothermique ou athermique.

I-5-Rôle du solvant

la solution de NaCl est conductrice : c’est un électrolyte. Donc il y a déplacement de cations Na⁺ et d’anions Cl^- dans la solution. Dans le cristal ces ions étaient solidement liés par des liaisons ioniques. Le solvant a provoqué la dissociation et la dispersion des ions. De plus chaque ion sera entouré par des molécules d’eau : il y a solvatation(ou hydratation avec l'eau comme solvant)

conclusions :

Lors de la dissolution, le solvant a pour rôle de provoquer la dissociation, l’ionisation,  la solvatation(ou hydratation) et la dispersion des ions.

Exemples d’équations de dissolution :

NaCl     (eau)→    Na⁺  +    OH^-  ou  Na⁺_aq +  Cl^-_aq

NH₄Cl     (eau)   → NH₄⁺     +    Cl

NaOH   (  eau  )→  NaOH   +    OH^-

II- Grandeurs caractéristiques d’une solution aqueuse

II-1-La solubilité

expérience

    mélange  eau+sel    solution salée

observations : 

l’eau ne peut pas dissoudre tout le sel

la solution ne peut plus dissoudre le sel

en chauffant le sel se dissout

interprétations :

la solution ne peut plus dissoudre le sel : elle est saturée à cette température.

Conclusions :

La quantité maximale de sel qu’un volume d’eau peut dissoudre dépend de la température.

-La solubilité est la quantité maximale de soluté qu’un litre de solvant peut dissoudre à une température donnée. Elle s’exprime en g.L^-1

Exemples : 

 

III-2- Concentration d’une solution

III-2-1-Concentration molaire volumique

On appelle concentration molaire volumique C ou concentration molaire, la quantité de matière de soluté dissoute dans un litre de solution. Elle s’exprime en mol.L^-1

C=n/v  avec n=nombre de moles de soluté et v=volume de la solution

Exemple : quelle est la concentration molaire d’une solution aqueuse de NaCl obtenue en introduisant 29,25g dans un bécher et en complétant avec l’eau jusqu’à 250 mL.

Solution :

Calculons le nombre de moles de NaCl

n=mM  avec M=58,5   n=29.2558.5=0.5 mol

la concentration molaire est :

C=n/V  A.N.  C=0,50.25 = 2 mol/L

N.B. : La concentration molaire d’une espèce notée A ou C_A dans une solution est le rapport entre la quantité de matière de cette espèce et le volume de la solution.A=nAv

III-2-2-Concentration massique

La concentration massique C_m d’une espèce chimique en solution est la masse de cette espèce dissoute par litre de solution.

C_m (A)=m(A)/v  (en g.L^-1)

    III-2-3-Relation entre concentration molaire et concentration massique

Considérons les deux expressions.

C_A=n(A)v et C_m(A)=m(A)v  on a n(A)=m(A)M C_A=m(A)M×v   donc 

C_A/C_m= 1M     C_m(A)= M C_A

IV-Préparation de solutions

IV-1-Préparation d’une solution par dilution

La dilution est une opération qui consiste à diminuer la concentration d’une solution par ajout de solvant

Principe de la dilution

Pour diluer une solution initiale (solution mère) de concentration molaire C, on prélève un volume V et on lui ajoute un certain volume de solvant. On obtient alors une solution finale (solution fille) de concentration C’ ( C’< C) de volume V’. lors de la dilution, le nombre de moles ne change pas, on a donc.

n= CV= C’V’   équation de la dilution

Application :

On veut préparer 50mL de solution de permanganate de potassium(KMnO₄) den concentration finale C’=0,02 mol/L à partir d’une solution mère de concentration C=0.10 mol/L. quel volume V faut-il prélever ?

solution

calculons le volume à prélever

équation de la dilution : C×V=C’×V'→ V=C'×V'C

A.N.   V=0,02×500,1  =10 mL

IV-2-Préparation d’une solution par dissolution 

Exercice :

On désire préparer 100 mL de solution de soude NaOH de concentration C=0.4 mol/L à partir de pastilles de soude. Quelle masse de soude faut-il prélever ?

Solution :

Calculons la masse de soude à prélever

On a : C=n/V  et n=m/M   donc   C= mMV  m= C×M×V

A.N.    m= 0,4×40×0,1=1,6 g

On pèse donc 1,6g de pastilles de soude que l’on introduit dans une fiole jaugée de 100 mL. On complète ensuite avec de l’eau distillée jusqu’au trait de jauge.

Evaluation :

Exercice 1: 

1. On désire préparer un litre de solution mère de nitrate de fer III (Fe(NO₃)₃) de concentration Co=0,1mol.L^-1. Quelle masse de ce produit doit-on peser? 

2. A partir de cette solution, on désire préparer un volume V=250mL d'une solution fille de concentration C=2.10^-3mol.L^-1. Quel volume de la solution mère doit-on prélever? 

3. Calculer les concentrations des ions présents dans la solution fille.

On donne les masse molaire atomiques: M(Fe)=55,8g.mol^-1; M(N)=14g.mol^-1; M(O)=16g.mol^-1.

Exercice 2:

On mélange un volume V₁=100cm³ d'une solution de sulfate de cuivre(II) de concentration C₁=0,50 mol.L^-1 et un volume V₂=150cm³ d'une solution de sulfate de zinc de concentration C₂=0,30 mol.L^-1.

Calculer les concentrations molaires des ions présents dans le mélange. 

  Solutions :

Exercice 1 :

1. Calculons la masse à peser

C=n/V  =(m/M)×V  →    m= (C/M)×V

A.N.    m= (0,1/241,8)×1= 24,18g

2- le volume V_i  à prélever

Equation de la dilution : C_i .V_i = C_f .V_f Vi=Cf ×VfCi 

A.N.  Vi =0,002×0,250,1= 5.10^-3 L ou 5 mL

3-calculons la concentration des différents ions

Fe(NO₃)₃    (eau)→        Fe³⁺ +  3 NO₃^-

      n    n    3n

en divisant par V on a Fe3+= C₀  et NO3-= 3C₀

A.N. Fe3+=0,1 mol/L  et  NO3-=0,3 mol/L

Exercice 2

CuSO_{4           →} Cu²⁺  +   SO₄^2-

      n₁        n₁      n₁

ZnSO₄            →  Zn²⁺   +   SO₄^2-

    n₂                                 n₂    n₂

Les ions en solutions sont : Cu²⁺, SO₄^2- et Zn²⁺

Calculons n₁ et n₂

 n₁=C₁ V₁ = 0,5×0,1=0,05 mol ;  n₂=C₂V₂=0,3×0,15=0,045mol

[Cu²⁺]=n_1/V_T    =0,050.25      =0,2 mol/L

[SO₄^2-   ]  =  n_1+n2/V_T  = 0,38 mol/L

[Zn²⁺  ]= n₂/V_T   = 0,18 mol/