Quantité de matière et concentration

Quantité de matière et concentration Les échantillons de matière que nous manipulons contiennent un nombre gigantesque d entités chimiques ; ainsi, une simple goutte d eau contient environ 1 500 milliards de milliards de molécules d eau H 2O! Autant tenter de compter le nombre de grains de sable dans le Sahara que d essayer de dénombrer une à une ces entités dans les substances qui nous entourent! Nous allons voir comment les chimistes s y sont pris pour compter les entités qu ils manipulent 1998 : les laboratoires IBM utilisent 35 atomes de xénon sur une surface de xénon pour écrire le sigle de la marque Une prouesse irréalisable au labo du lycée!! 1 La mole, unité de quantité de matière 1.1 Du microscopique au macroscopique En chimie, les échantillons sont caractérisés par des valeurs de masse (1 g de sulfate de cuivre) ou de volume (10 ml d éthanol) qui peuvent être mesurés avec des instruments d usage courant (balances, pipettes ). Ces échantillons ont une taille macroscopique. Les entités qui constituent la matière (atomes, molécules, ions ), comme on l a vu, ont des masses ou des volumes qui ne sont pas mesurables par les instruments du laboratoire : ce sont des entités microscopiques. Le chimiste, lui, est à l interface entre ces deux mondes : il doit manipuler à son échelle (macroscopique) des entités qui sont extrêmement petites (microscopiques) et nombreuses. Il doit être capable de mesurer la matière! Et ce n est a priori pas évident : l atome ayant une taille de l ordre de 10 10 m, il en faut un sacré «paquet» pour le rendre visible et manipulable à notre échelle!! 1.2 - Définition Pour pratiquer la chimie, et notamment prévoir les réactions entre les espèces chimiques, on doit avoir une idée du nombre d entités microscopiques qui composent un échantillon de matière étudié. Ce nombre, qu on notera N, est énorme et difficile à mesurer avec précision (c est-à-dire avec un grand nombre de chiffres significatifs). Exemple : au collège, vous avez vu des «équations-bilans» 1 du type CH 4 + 2 O 2 2 H 2O + CO 2. Cette écriture signifie qu à l échelle microscopique une molécule de méthane CH 4 réagit avec deux molécules de dioxygène O 2 pour donner deux molécules d eau H 2O et une molécule de dioxyde de carbone CO 2. Au laboratoire, on ne manipule pas les molécules une par une, mais plutôt milliard par milliard! D où la nécessité d un changement d échelle Joseph Loschmidt (1821-1895), savant autrichien, est le premier à avoir déterminé le nombre de molécules dans une masse donnée de matière : il a trouvé 2,6.10 19 molécules d eau dans 1 cm 3 de vapeur. 1 Terme à proscrire dans le cours de Seconde!! On parlera dans quelques cours d équations chimiques. 1

Devant l énormité des nombres rencontrés, les chimistes ont proposé une nouvelle méthode pour facilité le décompte à l échelle macroscopique d entités microscopiques : ces dernières sont regroupées en «paquets» d un nombre N A d entités, paquets appelés moles. La mole a été alors posée comme l unité de quantité de matière (symbole : mol). Que vaut le nombre N A? L idée est de prendre le nombre d atomes contenus dans 1 g d atomes d hydrogène. Les chimistes ont en fait posé une définition différente : Une mole représente le nombre d atomes contenus dans 12,0 g de carbone isotope 12. Notons que les deux définitions sont identiques, la seconde permettant davantage de précision (on travaille sur un élément courant, isotopiquement pur, dont on est sûr qu un atome renferme 12 nucléons). Jean Perrin (1870-1942), prix Nobel en 1926, détermina la valeur de la constante N A, qu il appela constante d Avogadro en hommage au savant italien Amedeo Avogadro (1776-1856), par treize méthodes différentes. Aujourd hui, on admet qu une mole d entités identiques (atomes, molécules, ions, électrons ) est la quantité de matière d un système contenant N A = 6,02.10 23 entités. On peut donc dire que le nombre N d entités chimiques dans un échantillon est représenté par sa quantité de matière n de telle sorte que N = n N A N s exprime en moles, N A s exprime en mol 1 (nombre d entités dans ce qu on appelle une mole) et N n a pas d unité (c est un nombre d entités). Exercice d application : A quelle quantité de matière de molécules de CO 2 a-t-on affaire quand on manipule N = 6,02.10 21 molécules? Réponse : N 6,02.10. 21 2 n 1, 00.10 mol 10,0 mmol 23 N A 6,02.10 Nous verrons plus tard comment ramener cette quantité finalement abstraite au laboratoire en grandeur mesurable et envisageable au laboratoire. Exercice : à l occasion du Mole Day, les écoles et les lycées anglo-saxons organisent des activités et des jeux autour de la science et plus particulièrement de la chimie. La date et l heure du National Mole Day aux Etats-Unis sont «from 6:02 am to 6:02 pm on October 23». Transcrire la date à la française. Pourquoi cette date et ces horaires? Quelques exemples illustrant l ampleur de la constante N A Un ensemble de N A feuilles de papier ordinaires se diviserait en 400 millions de piles égales, chaque pile partant de la Terre et allant au-delà du Soleil Un ensemble de N A pièce d un centime, placées côte à côte, s étendrait sur 1 millions d années-lumières ( combien de moles de pièces pour la taille de notre Univers?) Dix moles de gouttes d eau, chacune renfermant 0,1 ml d eau, remplirait le plus grand des Océans terrestres ( lequel?) dont le volume est estimé à 600 millions de km 3 Un ordinateur qui exécute les instructions à 1 000 MIPS (Millions d Instructions Par Seconde) prendrait 19 millions d années pour exécuter N A instructions Un des buts de cette journée est de trouver une chanson, une image, une charade, un rébus, une blague ou un jeu de mots pour promouvoir l intérêt de la chimie Pouvez-vous faire de même? 2

2 Masses molaires Masse et quantité de matière sont très intimement liées ; là où en mécanique nous avons insisté sur la différence entre masse et poids, nous avons montré que la masse s entend au sens «massif» et caractérise la quantité de matière que renferme un objet. Précisons le lien entre les grandeurs masse (en g) et quantité de matière (en mol). 2.1 Masse molaire atomique La masse molaire atomique d un élément est la masse d une mole d atomes de cet élément. Notée M, elle s exprime g.mol 1. Les masses molaires des différents éléments sont données dans la classification périodique. Remarque : dans cette définition, il faut tenir compte de l abondance isotopique, c est-à-dire des proportions des différents isotopes dans la Nature. C est ce qui est fait dans la classification périodique. Prenons le cas de l élément chlore. Voici la répartition des isotopes présents dans la nature. 37 Cl ) Isotope 37 ( Cl 17 ) Isotope 35 ( 35 17 Répartition naturelle (%) 75 % 25 % Masse d une mole d isotope 35,0 g 37,0 g La masse molaire atomique du chlore est la moyenne des masses isotopiques pondérée par l abondance dans la nature : M (Cl ) = 0,75 35,0 + 0,25 37,0 = 35,5 g.mol 1 2.2 Masse molaire moléculaire La masse molaire moléculaire d une espèce chimique représente la masse d une mole de ses molécules. Elle se définit comme la somme des masses molaires atomiques des éléments présents dans la molécule, en tenant compte des coefficients! Elle s exprime elle aussi en g.mol 1. Exemple : la masse molaire moléculaire de l eau. M (H 2O) = 2 M (H) + M (O) = 2 1 + 16 = 18 g.mol 1 Exercice : Calculer la masse molaire des molécules suivantes : l éthanol C 2H 6O, le glucose C 6H 12O 6, le sulfate de cuivre pentahydraté (CuSO 4, 5H 2O). Données en g.mol 1 : M (C) = 12,0 ; M (H) = 1,0 ; M (O) = 16,0 ; M (Cu) = 63,5 ; M (S) = 32,1 Réponses : M (C 2H 6O) = 46,0 ; M (C 6H 12O 6) = 180,0 ; M (CuSO 4, 5H 2O) = 249,6 g.mol 1. Exercice : la créatinine est une molécule fabriquée dans le muscle lors de l effort. Elle a pour formule brute C 4H 7N 3O : montrer que sa masse molaire moléculaire est de 113 g.mol 1. 2.3 Quantité de matière et masse La quantité de matière n (en mol) d un échantillon de masse m (en kg) d une espèce dont la masse molaire est M (en g.mol 1 ) est Cette relation se vérifie à l aide des unités! Regardez bien. n = m M m m g mol 1 M M g. mol n Exemple : prenons deux échantillons de 100 g de chlorure de sodium et d eau. On peut calculer M (NaCl) = M (Na) + M (Cl) = 23 + 35,5 = 58,5 g.mol -1 M (H 2O) = 2 M (H) + M (O) = 2 1,0 + 16,0 = 18,0 g.mol -1 et en déduire n(nacl) = m(nacl) M (NaCl) = 100 58,5 = 1,70 mol 3

n(h 2O) = m(h2o) M(H = 100 2O) 18,0 = 5,56 mol Dans certains cas (surtout les liquides), on accède plus facilement à la connaissance du volume plutôt que de la masse. La connaissance de la masse volumique est alors nécessaire pour déterminer la quantité de matière n. Exemple : quelle quantité de matière de molécules trouve-t-on dans 0,1 L de dichlorométhane ou d eau? On donne (CH 2Cl 2) = 1,3 g.ml -1. N = m M = V M n(ch 2Cl 2) = (CH2Cl2) V M (CH = 1,3 100 = 1,5 mol 2Cl 2) 12 + 2 1 + 2 35,5 n(h 2O) = (H2O) V M (H = 1,0 100 = 5,6 mol 2O) 2 1 + 16 expériences : peser les deux masses identiques d eau et de NaCl, ou bien les deux volumes d eau et de dichlorométhane. Présenter des échantillons d espèces différentes représentant 1 mol d entités (poudre, liquide, solide ). 1 mol d eau, de sucre, de fer et de soufre Remarques : Pour les solides et les liquides, un même volume d espèces différentes ne contient pas la même quantité de matière Une même quantité de matière d espèces chimiques différentes, sous forme liquide ou solide, n occupe pas le même volume Nous allons voir que pour les gaz, il en est tout autrement 3 Le volume molaire (hors programme 2010) Le volume molaire d une espèce chimique est le volume occupé par une mole de cette espèce. Il est noté V m et s exprime en L.mol -1. 3.1 Volume molaire d un liquide ou d une solide Le volume molaire peut être déterminé à l aide de la masse volumique du corps solide ou liquide considéré. Comment? V m s exprime en L.mol -1 V s exprime en L on en déduit que n = V V m En effet, plus on augmente le volume et plus n est élevé. En revanche, moins une mole d un gaz occupe de place et plus on peut en mettre dans un espace donné. Exemple : calculons le volume molaire de l eau liquide. On sait que M (eau ) = 18,0 g.mol -1 et que (eau) = 1,00 g.cm -3. 4

V m = V n = V (1 mol) = M = 18,0 1,00 = 18,0 cm3.mol -1 3.2 Volume molaire d un gaz Dès le XIXème siècle, l étude des espèces chimiques sous forme gazeuse a conduit Amadeo Avogadro et André-Marie Ampère à formuler l hypothèse suivante. Le volume occupé par une mole de gaz ne dépend pas de la nature atomique ou moléculaire de ce gaz mais ne dépend que de la température et de la pression : c est le volume molaire V m des gaz, à température et pression fixés ; il s exprime en L.mol -1. Autrement dit, des volumes égaux de gaz différents (ex : du dioxygène O 2 et du butane C 4H 10), pris dans les mêmes conditions de température et de pression, contiennent la même quantité de matière de molécules O 2 ou C 4H 10. Ceci constitue la loi d Avogadro-Ampère. Une explication? On définit un gaz comme une espèce susceptible d occuper tout le volume mis à sa disposition André-Marie Ampère (1775-1836) Amédéo Avogadro (1776-1856) expérience : trois flacons identiques remplis de trois gaz colorés différents : O 2 incolore, Cl 2 vert et NO 2 roux. Ces trois flacons contiennent le même nombre de molécules! Température ( C) Pression (Pa) Volume molaire (L.mol -1 ) 0 3,0.10 5 7,6 0 2,0.10 5 11,3 0 1,013.10 5 22,4 20 1,013.10 5 24,0 50 1,013.10 5 26,5 En rouge, dans les conditions normales de température et de pression (CNTP), à 0 C sous 1 013 hpa. En bleu, dans les conditions ordinaires moyennes du laboratoire, à 20 C sous 1 013 hpa. La quantité de matière n (en mol) d atomes ou de molécules contenue dans un volume V de gaz (en L) est n = V V m V et V m sont alors mesurés dans les mêmes conditions de température et de pression. Exemple : dans le laboratoire, quelle quantité de matière de molécules a-t-on dans 1 L de dioxygène? dans 2 m 3 de dioxyde de carbone? dans 200 cm 3 de dihydrogène? n(o 2 ) = V(O 2) = 1 V m 24 = 4,2.10 2 mol n(co 2 ) = V(CO 2) = 2.103 = 83 mol V m 24 n(h 2 ) = V(H 2) = 0,2 V m 24 = 8,3.10 3 mol 5

Pour résumer et répondre à toutes les attentes Pour déterminer la quantité de matière d un échantillon d espèce chimique, tout dépend de l état physique dans lequel se trouve l espèce chimique concernée et des données qui vous sont proposées. Pour déterminer la quantité de matière que renferme un échantillon solide : on a recours à la masse et à la masse molaire un échantillon liquide : on a recours au volume, à la masse volumique (ou densité) puis à la masse molaire un échantillon gazeux : on a recours au volume et au volume molaire ; on verra qu on peut également utiliser la pression, le volume et la température du gaz pour obtenir la quantité de matière de gaz (s il est parfait). Ces règles restent assez générales, même si parfois d autres moyens peuvent être utilisés (nous y reviendrons). Des solutions contenant des entités dissoutes d espèces chimiques différentes prises à la même concentration massique ne contiennent pas le même nombre d entités : cela tient à la masse de l entité elle-même. 4 Solutions De nombreuses réactions chimiques, ainsi que la plupart des échanges au sein des organismes biologiques, ont lieu en solution. Il est alors indispensable de connaître la nature des espèces dans une solution et de savoir déterminer leurs concentrations. Attention : il ne faut pas confondre les verbes «fondre» et «dissoudre»! La glace fond au Soleil, le beurre fond sur le toast mais le sucre se dissout dans l eau. La dissolution ne se produit qu au contact d un solvant, alors que la fusion nécessite un apport de chaleur suffisant ; dans ce dernier cas, l espèce passe de l état solide à l état liquide : pour faire fondre du sel, il faudrait le chauffer à plus de 800 C! 4.1 Présentation d une solution 4.1.1 - Expérience Prenons trois béchers contenant de l eau distillée. Introduisons dans chacun une pointe de spatule de saccharose (C 12H 22O 11), une pointe de spatule de sulfate de cuivre (CuSO 4) et 2 ml d éthanol C 2H 6O, et agitons. Les trois solutions obtenues sont limpides, on ne distingue plus les cristaux ou le liquide introduit : on obtient un mélange homogène, une solution. 4.1.2 - Définitions On appelle solution tout liquide homogène 2 qui contient plusieurs espèces chimiques. Le constituant majoritaire est appelé solvant. dans les solutions aqueuses, le solvant utilisé est l eau ; il existe aussi des solutions organiques, dans lesquelles le solvant est un liquide organique (éthanol, éther, acétone, dichlorométhane, cyclohexane ) différent de l eau. Avec de l eau, on obtient une solution aqueuse de sulfate de cuivre ou de saccharose en dissolvant des cristaux de CuSO 4(s) ou de C 12H 22O 11(s) dans l eau. Pour ces solutions, le saccharose ou le sulfate de cuivre constituent le soluté. C est la dissolution d un soluté (solide, liquide ou gazeux 3 ) dans un solvant qui donne une solution. Remarque : vous savez depuis le début de l année que l on ne peut dissoudre qu une quantité limitée de soluté dans un solvant : si l on franchit une limite appelée solubilité du soluté dans le solvant, le soluté ne se dissout plus, on dira que la solution est saturée. Ex : 1,0 L d eau distillée peut dissoudre à 25 C au maximum 1,36.10 3 mol de diiode. En général, la solubilité s exprime en g.l 1 et dépend du solvant et de la température. diiode I 2 : dans l eau à 25 C : 0,34 g/l ; dans le cyclohexane à 25 C : 28 g/l pour fabriquer de l eau iodée, on travaille avec de l eau chaude sucre (saccharose C 12H 22O 11) : 1,97 g/l à 20 C ; 3,69 g/l à 80 C ; insoluble dans l éthanol sel (chlorure de sodium NaCl) : 360 g/l à 20 C ; 384 g/l à 80 C 2 Un liquide est homogène s il a en tout point la même composition. Le sang, par exemple, n est pas un mélange homogène : ce n est pas une solution. 3 Les boissons gazeuses contiennent notamment du dioxyde de carbone CO 2 en solution! 6

4.1.3 - Nature de la solution obtenue La nature de la solution dépend de la nature du soluté ; non pas de son état physique, mais de sa nature chimique, moléculaire ou ionique. Cette différence vient de la manière dont sont liés les atomes dans la molécule : par liaison de type covalente (molécules) ou par liaison de type électrostatique (charges +/- : solides ioniques). Si le soluté est moléculaire, il faut envisager deux cas Il ne réagit pas avec le solvant eau : la solution contient alors des molécules d eau et des molécules de soluté exemples des solutions de diiode, de saccharose ou d éthanol. Il réagit avec l eau en donnant des ions : la solution obtenue contient alors des molécules d eau, des molécules de soluté n ayant pas réagi et des ions issus de la réaction de la molécule de soluté avec l eau exemple de l acide éthanoïque CH 3 COOH Si le soluté est ionique, les ions qui le constituent se dispersent dans l eau. La solution obtenue contient donc des molécules d eau et les ions introduits. exemple de la solution de sulfate de cuivre. 4.2 Concentration d une espèce en solution 4.2.1 Définition La concentration molaire C A d une espèce chimique dissoute en solution est la quantité de matière de cette espèce contenue dans 1 L de la solution. Elle est égale au quotient de la quantité de matière n A de l espèce A (en mol) par le volume V sol de la solution (en L) C A = n A V sol La concentration molaire d une espèce s exprime en moles par litre de solution (mol.l -1 ) Exemple : un solution isotonique utilisée par les sportifs contient 5 g de glucose (C 6 H 12 O 6 ) pour 100 ml de solution. 1 L de la solution contient donc 50 g de glucose 50 g de glucose représentent n = m(glucose) M(glucose) = 50 = 0,28 mol de glucose 6 12 + 12 1 + 6 16 On en déduit la concentration molaire de la solution isotonique, C(glucose) = 0,28 mol.l -1. On aurait pu calculer C(glucose) = n glucose V sol = m(glucose) M(glucose) V sol = 5 = 0,28 mol.l-1 180 0,1 Remarque : la concentration d une solution en espèces ioniques est notée [A + ]. Par exemple, une solution d ions sulfate SO 4 2- peut avoir une concentration [SO 4 2- ] = 2.10 2 mol.l -1. Le titre (ou concentration) massique d un soluté en solution correspond numériquement à la masse de ce soluté présent dans 1,0 L de solution ; elle s exprime donc en g.l 1. ma cm ( A) ta V 7

4.2.2 - Préparation d une solution à partir d une espèce solide Pour obtenir une solution de concentration C A à partir d une espèce solide A, il faut connaître la masse m A de l espèce chimique A à dissoudre. La donnée est la suivante : la concentration C A étant fixée, on sait que le volume V sol de solution à préparer doit contenir la quantité de matière n A telle que n A = C A V sol Cette quantité de matière n A est obtenue en pesant la masse m A d espèce A, puisqu on a par définition m A = n A M A En conclusion, m A = C A V sol M A Exemple : calculer la masse de sulfate de cuivre pentahydraté (CuSO 4,5H 2 O) à prélever pour préparer 100 ml d une solution de sulfate de cuivre de concentration c = [Cu 2+ ] = [SO 4 2- ] = 2.10-2 mol.l -1. Décrire le protocole expérimental. Attention : pour les espèces conduisant à des solutions ioniques, il faut distinguer concentration en soluté apporté et concentration effective. Prenons l exemple de la dissolution de d une masse m = 10,0 g de sulfate de sodium, Na 2 SO 4 (s), dans 1,00 L d eau. On peut écrire la dissolution sous la forme : M(Na 2 SO 4 ) = 2 M(Na) + M(S) + 4 M(O) = 142,0 g.mol 1. n Na SO 2 4 m Na SO 10,0 7, 04.10 M Na SO 142,0 2 4 2 2 4 2 Na2SO4 ( s) 2 Na ( aq) SO4 ( aq) mol La concentration en soluté apporté est donc de c Na SO 2 4 ion sodium ion sulfate 2 7, 04.10 n Na SO 2 4 2 1 7, 04.10 mol. L. En revanche, dans cette solution, la concentration effective des ions sodium Na + (aq) et des ions sulfate SO 4 2 (aq) n est pas la même : il y a effectivement deux fois plus d ions sodium que d ions sulfate, ce qui implique que V 1,00 SO 2 2 1 4 ( aq) c Na2SO4 7,04.10 mol. L Na ( aq) 2 SO4 ( aq) 2c Na2SO4 2 7, 04.10 14,1.10 mol. L 2 2 2 1 Exemple : le chlorure d aluminium AlCl 3 (s) est un solide ionique ; calculer les concentrations effectives des ions aluminium Al 3+ (aq) et chlorure Cl (aq) dans une solution obtenue par dissolution de 20,0 g de solide dans 250,0 ml d eau. Données : M(Al) = 27,0 g/mol ; M(Cl) = 35,5 g/mol. 4.3 Dilution d une solution Diluer une solution, c est diminuer sa concentration en ajoutant du solvant. La solution initiale est appelée solution mère ; la solution diluée est appelée solution fille. 8

dilution 4.3.1 - Relation entre les concentrations des solutions mère et fille On désire préparer un volume V f d une solution aqueuse diluée (fille) du soluté A de concentration C f à partir d une solution mère de soluté A de concentration C o. Solution mère Concentration C o Volume V o DILUTION Solution fille Concentration C f Volume V f Comment procéder? Commençons par prendre une fiole jaugée de volume V f. Cette fiole contiendra la solution fille. C est dans cette fiole que nous allons diluer un volume V o la solution mère. Comment déterminer le volume V o de solution mère à prélever? En respectant cette remarque : toute la quantité de matière de soluté A présente dans la solution fille provient de la solution mère ; on ne fera que rajouter de l eau. Autrement dit, les quantités de matière de A dans les deux volumes V o et V f sont les mêmes. n A,f = n A,o c est-à-dire C f V f = C o V o Ce qui permet d écrire que V o = C f V f C o On peut remarquer que les deux volumes V o et V f sont proportionnels. Le coefficient de proportionnalité, C f C o, est le facteur de dilution. Ce facteur est supérieur à 1 et n a pas d unité. 4.3.2 - Préparation d une solution diluée 9

Des étapes-clé souvent négligées : les rinçages!! Au laboratoire, on travaille avec de la verrerie lavée et séchée prête à l emploi ; toutefois, il faut être conscient que des rinçages peuvent éviter des erreurs lourdes de conséquences. Le questionnement à retenir est le suivant : lorsque je rince avec une solution, j apporte ce que cette solution contient. Ainsi, lors d une dilution, on peut rincer à l eau distillée la fiole jaugée, mais surtout pas la pipette jaugée : cette dernière doit être rincée avec la solution qu elle permet de prélever, afin que le prélèvement ne soit pas dilué aussi infime cela puisse paraître. Exemple d application On dispose d une solution ionique de sel, contenant des ions sodium Na + (aq) et des ions Cl (aq) à la concentration c o = 1,00.10 1 mol.l 1. A partir de cette solution, on souhaite obtenir v f = 100,0 ml d une solution de sel à la concentration c f = c o/10 = 1,00.10 2 mol.l 1. Rédiger le protocole détaillé de cette dilution, en indiquant les rinçages nécessaires. 1. Calcul du volume de solution mère à prélever 2 3 c f V f 1, 00.10 100,0.10 2 Vo 1, 00.10 L 10,0mL 1 c 1, 00.10 o 2. Description du protocole On place la solution mère dans un becher qu on aura rincé au préalable à l aide de cette solution. A l aide d une pipette jaugée de V o = 10,0 ml préalablement rincée à la solution mère et coiffée de sa propipette, on prélève dans le becher V o = 10,0 ml de solution mère, que l on place dans une fiole jaugée de volume V f = 100,0 ml préalablement rincée à l eau distillée. On ajoute de l eau distillée dans la fiole à environ ¾ du trait de jauge, on bouche et on agite. On ajuste le niveau de la solution au trait de jauge à l aide de l eau distillée (en terminant éventuellement par une pipette plastique d ajustage), le ménisque de la solution étant «assis» sur le trait de jauge, on bouche et on agite. 3.3 Quelques remarques On appelle facteur de dilution F le rapport entre les concentrations de la solution mère et de la solution fille, c F c Ce facteur permet de dire simplement combien de fois la solution fille est plus diluée que la solution mère. Dans l exemple précédent, on dira que la solution fille est 10 fois plus diluée que la solution mère. Cela indique également que pour préparer la solution fille, il faut placer un volume V o de solution mère dans un volume total de solution 10 fois plus grand, soit V f = 10 V o. Ainsi, si l on avait voulu préparer V f = 250,0 ml de solution fille, il aurait fallu placer V o = 25,0 ml de solution mère dans une fiole jaugée de V f = 250,0 ml et procéder au protocole de dilution. Dans de nombreux cas, il convient alors de dissocier concentration en soluté apporté et concentration effective des ions en solution ; si pour le sel, les deux sont identiques, ce n est pas le cas, par exemple, pour le sulfate d hydrogène ou le chlorure de calcium : pourquoi? Préciser! Exemple Le chlorure de baryum est un composé ionique constitué d ions chlorure et d ions baryum. 1. Quelle est la formule statistique de ce composé solide? 2. Ecrire l équation de sa dissolution dans l eau en faisant apparaître les ions en solution. On prépare une solution aqueuse de chlorure de baryum en dissolvant 26,8 g de ce composé solide dans 250 ml d eau distillée. On donne M (Ba) = 137,3 g.mol 1 et M(Cl) = 35,5 g.mol 1. 3. Quelle est la concentration molaire de cette solution? 4. Donner les concentrations des ions en solution. o f 10