SOLUTIONS ET ÉLECTROLYTES

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1 SOLUTIONS ET ÉLECTROLYTES 1 Les électrolytes Les électrolytes sont des composés qui se dissocient en ions dans leurs solutions. Ils peuvent être classés en trois grandes catégories. 1.1 Les acides Un acide est une substance capable de libérer des ions H en solution. Exemple: Le chlorure d hydrogène. H-Cl n est pas un composé ionique, mais, dans l eau, il se dissocie en ions H et Cl -, car: sa liaison covalente est polarisée (DENP = 0,9) la formation de l ion H 3 O est exothermique. En raison de son faible rayon, H crée un champ électrique intense autour de lui et comme il possède une orbitale vide il se liera avec une molécule d eau par une covalence dative pour former un ion hydronium H 3 O. HCl H 2 O H 3 O (aq) Cl- (aq) il y a transfert d un ion H de HCl sur H 2 O. il en est de même pour l acide sulfurique: H 2 2H 2 O 2H 3 O SO (aq) 4 2- (aq) Les acides comprennent : - les hydracides formés d hydrogène et d un non métal - les oxacides formés d hydrogène, d oxygène et d un non métal. 1.2 Les hydroxydes Un hydroxyde est une substance capable de libérer des ions OH - en solution. Exemple: L hydroxyde de sodium est un solide ionique (ions Na et ions OH-) en solution NaOH Na (aq) OH- (aq) Solutions et électrolytes page 1

2 1.3 Les sels Un sel est une substance capable de libérer des ions autres que H et OH - en solution. Exemple: KI (s) K (aq) I- (aq) Na 2 (s) 2Na SO (aq) 4 2- (aq) Remarque: La réaction des oxydes avec l eau, si elle est possible, donne des hydroxydes pour les oxydes basiques (composés ioniques) et des acides pour les oxydes acides (composés covalents) Na 2 O (s) H 2 O 2Na (aq) 2OH- (aq) SO 2(g) 3H 2 O 2H 3 O SO 2- (aq) 3 (aq) l l l 2 Propriétés des électrolytes 2.1 Conductibilité électrique Les électrolytes en solution permettent le passage du courant électrique grâce à un double mouvement des ions. Les ions positifs (cations) se déplacent vers la cathode (électrode négative) et les ions négatifs vers l anode (électrode positive). La conductibilité d une solution augmente avec la concentration des ions Pile e - Pile e - Electrode Solvant Ions (Electolyte) Le passage de courant se fait par un double mouvement d'ions, Les e - ne traversent pas la solution Solutions et électrolytes page 2

3 Expérience: La luminosité de l ampoule augmente lorsqu on ajoute goutte à goutte une solution diluée de HCl à de l eau pure. Remarque: Les solutions concentrées d acides ne sont pas ou peu conductrices car les molécules d acides ne sont alors pas dissociées en ions; pour que cette dissociation soit possible, il faut beaucoup d eau 2.2 Force des électrolytes La force d un électrolyte correspond à son degré d ionisation (dissociation). Un électrolyte fort est un composé complètement ionisé en solution diluée. Exemple: L acide chlorhydrique, HCl est entièrement dissocié en solution HCl H 2 O H 3 O (aq) Cl- (aq) Dans 1 litre de solution d acide chlorhydrique 0,1M on a 0,1 mole de H 3 O et 0,1 mole de Cl -. Un électrolyte faible est un composé peu ionisé en solution. Exemple: L acide acétique n est que partiellement ionisé en solution CH 3 COOH H 2 O H 3 O (aq) CH 3 COO- (aq) la double flèche indique que la dissociation est partielle. Dans 1 litre d acide acétique 0,1M, on a 1, mole de CH 3 COO -, donc aussi 1, mole de H 3 O et 0,0987 mole de CH 3 COOH non dissocié. On peut dire qu approximativement une molécule sur cent est ionisée. Electolyte fort Electrolyte faible Avant molécule cation anion Forte dissocition Après Faible dissociation Solutions et électrolytes page 3

4 Expérience: On observe une différence de luminosité de l ampoule pour deux solutions de même concentration mais l une d un électrolyte fort (HCl 0,01M) et l autre d un électrolyte faible (CH 3 COOH 0,01M). Avec la solution de l électrolyte fort, l ampoule est très lumineuse alors qu elle éclaire à peine avec la solution de l électrolyte faible. Remarque: L eau peut être considérée comme un électrolyte très, très, très faible en effet une molécule d eau sur 555 millions est dissociée. H 2 O H 2 O H 3 O OH - Notons que si les acides peuvent être des électrolytes forts, moyens ou faibles, les sels et les hydroxydes solubles sont des électrolytes forts. 2.3 Réactions entre ions Lorsqu on mélange deux solutions, certains ions peuvent réagir pour former: - un électrolyte insoluble (ou peu soluble) qui précipite. - un électrolyte faible donc peu dissocié. Expériences: Sel sel Mélangeons une solution de KI (K I - ) avec une solution de Pb(NO 3 ) 2 (Pb 2 2NO 3- ). Observation: un précipité jaune d iodure de plomb(ii) se forme. L équation ionique est: 2K 2I - Pb 2-2NO 3 - PbI 2 2NO 3 2K Acide hydroxyde Ajoutons lentement une solution de H 2 à une solution de Ba(OH) 2. Observation: L intensité de l ampoule diminue, devient nulle puis augmente à nouveau. H 2 concentration d'ions Volume de H 2 Ba(OH) 2 Excès d'h 3 O et de H 2 Plus d'ions en solution Précipitation de Ba et formation d'eau Ions Ba 2 et OH -, début du rajout de H 2 Solutions et électrolytes page 4

5 2.4 Concentration des solutions Il est possible de dissoudre plus ou moins de soluté dans un solvant, on dit que la solution a une certaine teneur en soluté, une certaine concentration. La concentration d une solution peut être exprimée de différentes manières Le pourcentage masse Le pourcentage masse est le rapport de la masse du soluté à la masse de la solution, exprimé en %. Il représente le nombre de g de soluté dans 100 g de solution. Remarque: La concentration peut aussi s exprimer en g de soluté par unité de volume de solution ou en g de soluté par g de solvant La molarité: M La molarité d une solution représente le nombre de moles de soluté par litre de solution. Exemple: molarité [mol.l-1] = nombre de moles de soluté [mol] / volume de la solution [l] Une solution de NaCl contenant 0,2 mole de NaCl dans 1 litre de solution, a une concentration 0,2 molaire et on écrit: [NaCl] = 0,2M l l l 3 Solution et saturation Certaines solutions peuvent être réalisées dans des proportions quelconques (eau et alcool) Mais généralement la solubilité est limitée, très variable selon le soluté et selon le solvant. Elle dépend généralement de la température et pour les gaz, aussi de la pression. Exemple: Solubilité de quelques substances en g/100 cm 3 d eau chlorure de sodium 35,7 g à 0 C nitrate de sodium 92,1 g à 25 C chlorure d argent 8, g à 10 C urée 78 g à 25 C saccharose 179 g à 25 C Annexe 1: Solubilité des sels et des hydroxydes. La solubilité d une substance indique la quantité maximale de soluté qui peut être dissous dans le solvant considéré à la température donnée. On a alors une solution saturée. Que se passe-t-il si l on ajoute du sucre à une solution saturée? Solutions et électrolytes page 5

6 Au niveau macroscopique on observe la masse solide non dissoute au fond du récipient, rien ne semble se passer. Au niveau atomique des molécules du solide quittent encore la surface (cf mécanisme de mise en solution) mais dans le même temps, un nombre égal de molécules en solution viennent se coller au solide. Le nombre de molécules dissoutes ne change donc pas. Deux phénomènes ont lieu à la même vitesse: la dissolution et la cristallisation. Cette situation est un équilibre dynamique. Remarque: Lors de la dissolution, avant la saturation, les deux phénomènes existent mais la dissolution a une vitesse plus grande que la cristallisation. l l l 4 Exercices 4.1 Concentrations exprimées en unités physiques. 1 Combien faut-il de grammes de solution de KCl à 5 % masse pour obtenir 7,8 g de KCl? 2 Quelle masse de NaNO 3 doit-on prendre pour préparer 50 cm 3 d une solution aqueuse contenant 70 mg de Na par cm 3? La masse d une mole de Na est considérée comme égale à la masse d une mole de Na. 3 Expliquer la préparation de 80 g d une solution de BaCl 2 à 12 % à partir de BaCl 2 et d eau pure. 4 Combien de HNO 3 y a-t-il dans 10,0 cm 3 d acide nitrique à 32 % masse? (masse volumique de l acide à 32% : 1,19 g/cm 3 ) 4.2 Concentrations exprimées en unités chimiques. 5 Calculer la molarité des solutions suivantes: 6.1 1,2 g de NaOH pour 25 ml de solution 6.2 1,47 g de H 3 PO 4 pour 40 ml de solution 6.3 0, 255 kg de Cu 5H 2 O pour 12 litres de solution 7 Quelle masse de soluté ( en mol et en g ) a-t-on dans: ml de HNO M? cl de CH3COONa 0,075M? 8 On ajoute 75 ml de H 2 0,25 M à 50 ml de H 2 0,5 M. Calculer la concentration molaire de la solution obtenue? 10 A quel volume doit-on diluer 50 ml de HCl 3,5 M pour obtenir une solution de HCl 2 M? Solutions et électrolytes page 6

7 4.2 Réactions entre électrolytes 11 Que se passe-t-il si l on mélange une solution de H 3 PO 4 et une solution de Ca(OH) 2? 12 Que se passe-t-il si l on mélange une solution de Cr(NO 3 ) 3 et une solution de KCl? 13 Que se passe-t-il si on mélange une solution de NaOH et une solution de MgCl 2? Solutions et électrolytes page 7

8 Annexe 1 solubilité dans l'eau supérieure à 1g/L solubilité dans l'eau inférieure à 1g/L Cl - F - Br - I - S 2- SO 2- PO 3-4 CO 2-4 NO - 3 NO Ac - OH - Ag Pb 2 Hg 2 Bi 3 Cu 2 Cd 2 Sn 2 Sn 4 Sb 3 As 3 Co 2 Ni 2 Fe 2 Fe 3 Cr 3 Mn 2 Al 3 Zn 2 Ba 2 Sr 2 Ca 2 Mg 2 K Na NH 4 Solutions et électrolytes page 8

K W = [H 3 O + ] [OH - ] = 10-14 = K a K b à 25 C. [H 3 O + ] = [OH - ] = 10-7 M Solution neutre. [H 3 O + ] > [OH - ] Solution acide

K W = [H 3 O + ] [OH - ] = 10-14 = K a K b à 25 C. [H 3 O + ] = [OH - ] = 10-7 M Solution neutre. [H 3 O + ] > [OH - ] Solution acide La constante d autoprotolyse de l eau, K W, est égale au produit de K a par K b pour un couple acide/base donné : En passant en échelle logarithmique, on voit donc que la somme du pk a et du pk b d un

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