Chimie des solutions 1 L'EAU SOLVANT 1.1 Définition d'un solvant Un solvant est un composé chimique qui en dissout un autre. Par exemple, l'eau dissout le sel de cuisine ou le sucre. Des traces de peinture ou de goudrons seront solubles dans les solvants organiques1 : essence de pétrole ou white-spirit, acétone.. 1.2 Quelques propriétés de l'eau L'eau est un solvant possédant des propriétés électrostatiques qui lui permettent de bien hydrater les espèces chargées (c'est-à-dire les ions ou les parties chargées d'une molécule). La forme coudée de la molécule d'eau, ainsi que les deux doublets libres de l'atome d'oxygène, déterminent certaines de ses propriétés comme solvant (solvant polaire donc ionisant). En comparaison, l'eau ne se combine que peu avec tous les produits dérivés des pétroles (plastiques, goudrons, certaines peintures, vernis...). 1.3 Définition d'un soluté Ce qui se dissout dans le solvant s'appelle le soluté. Une solution aqueuse s'obtient en dissolvant un ou plusieurs solutés dans de l'eau (qui constitue le solvant). En quantité de matière, le solvant est toujours majoritaire par rapport au soluté, sinon ce n'est plus un solvant! 1.4 Les solutés moléculaires Les solutés moléculaires, pour être solubles dans l'eau, doivent être polaires ou polarisables. Lorsqu'elle est solvatée, chaque molécule garde tous ses éléments chimiques. Elle ne fait que s'entourer de molécules d'eau. Lors de la dissolution d'une pierre de sucre dans l'eau, la nature du sucre (en terme de charges électriques) n'est pas modifiée. Les molécules de glucose ne font que s'hydrater. 1.5 Les solutés ioniques Les solutés ioniques contiennent déjà des ions dans leurs structures. La dissolution dans un solvant polaire va permettre de dissocie; ces ions. Exemple: dissolution du chlorure de sodium Remarque 1 : la situation est ici très différente du cas précédent. En effet, le solide ionique s'est dissocié en ions. Ces derniers vont alors largement modifier la conductivité électrique de la solution par rapport au solvant seul. En effet, dans les solutions aqueuses, seuls les ions sont responsables de la conductivité électrique. Remarque 2 : la solution est conductrice (elle contient des espèces chargées: les ions), mais elle reste électriquement neutre (la charge totale de l'ensemble des ions est nulle). Chimie page 1
2 DISSOLUTION DES COMPOSÉS IONIQUES DANS L'EAU 2.1 Préparation d'une solution ionique Présentons tout d'abord le petit matériel usuel de chimie : On désire réaliser un volume Vs de solution de concentration Cs. Ces données fixent la quantité de matière de soluté à dissoudre. Le soluté est pesé dans un verre de montre A l'aide d'un entonnoir, on introduit le soluté dans une fiole jaugée de volume adapté. Le verre de montre et l'entonnoir sont rincés à l'eau distillée afin de ne pas perdre de soluté. On ajuste enfin le niveau avec de l'eau distillée pour atteindre le trait de jauge. 2.2 Écriture des équations-bilans Les équations bilan de dissolution dans l'eau ne font pas intervenir le solvant coté réactif, seul le soluté apparait. Le solvant sera indiqué au dessus du signe d'égalié. Côté produit on symbolise l'hydratation par (aq). Exemple: H 2 O C 6 H 12 O 6(S) = C 6 H 12 O 6(aq) 2.3 Les électrolytes forts ; écriture des solutions Lorsqu'un soluté ionique est totalement dissocié dans l'eau, on dit qu'il constitue un électrolyte fort (réaction de dissolution totale). Par opposition, les électrolytes faibles ne se dissocient que partiellement. L'une des propriétés des électrolytes est de permettre le passage d'un courant électrique par migration des ions. Chimie page 2
2.4 Concentration molaire d'une solution La concentration molaire d'une solution est le rapport de la quantité de matière de soluté dissous sur total de solution obtenu après mélange : C sol = n soluté V solution Cs désigne la concentration molaire [mol.l -1 ] de la solution, V solution désigne le volume de la solution [L], n soluté désigne la quantité de matière de soluté dissous [mol]. Remarque: c'est bien le volume final après mélange qui figure au dénominateur. En effet lors d'un mélange il peut, par exemple, y avoir contraction du volume. Dans ce cas V solvant < V solution et aucune loi simple ne permet de connaître la relation entre les deux. 2.5 Solubilité dans l'eau Il existe toujours une limite à la dissolution d'un soluté dans un solvant. Si on dépasse cette limite, il y a alors coexistence de deux phases : l'une liquide, l'autre solide. La phase liquide constitue une solution dite saturée (en soluté). Dans ce cas, les ions sont perpétuellement échangés entre la phase liquide et le solide. Des traces de solides apparaissent alors généralement en surface et/ou sur les parois du récipient. Remarque : on sature généralement les solutions quand on désire obtenir une concentration maximale. 2.6 Concentration molaire d'un ion Considérons le bilan de matière de la dissolution d'un soluté dans un solvant. Notons i les différents coefficients stoechiométriques des espèces ioniques présentes présentes en solution: on admet la relation suivante: C S = [ion i ] i Cs désigne la concentration molaire [mol.l -1 ] de la solution [ion i ] désigne la concentration molaire [mol.l -1 ] de l'espèce ionique 2.7 Concentration massique La concentration massique d'une solution est définie comme le rapport de la masse de soluté dissous sur le volume de solution obtenu : solution = m soluté solution V solution désigne la concentration massique [g.l -1 ] de la solution, V solution désigne le volume de la solution [L -1 ]. m soluté désigne la masse de soluté dissous [g] La concentration massique est reliée à la concentration molaire d'une solution par la masss molaire du soluté : solution =C solution M soluté solution désigne la concentration massique [g.l -1 ] de la solution, C solution désigne la concentration molaire de la solution [mol.l -1 ]. M soluté désigne la masse molaire du soluté dissous [g.mol -1 ].ol-'] Chimie page 3
2.8 Électroneutralité d'une solution L'électroneutralité d'un mélange de composés ioniques en solution traduit le fait que la charge électrique totale de la solution doit toujours être nulle. Exemple 1 : pour une solution de sulfate d'aluminium : 2 Al 3+ (aq) + 3 SO 4 2- (aq) l'équation d'électroneutralité s'écrira : 3 [ Al 3+ (aq )] = 2 [ SO 4 2- (aq) ] 3 LES SOLUTIONS COMMERCIALES 3.1 Lecture d'une étiquette La lecture de l'étiquette d'un produit chimique doit toujours être l'étape préalable avant toute manipulation. Ceci est bien évidemment vrai dans le cadre d'un laboratoire de chimie. Cette démarche est malheureusement trop souvent absente quant à l'utilisation de produits chimiques «ménagers». Certains d'entre eux sont loin d'être inoffensifs. La lecture attentive de l'étiquette détermine les conditions d'utilisation (protection des yeux, des muqueuses, des poumons', de la peau...), ainsi que la gestion des résidus et déchets engendrés. Finalement, bien lire une étiquette est un début à la protection de soi-même comme de l'environnement! Le site internet de 1'I.N.R.S. permet d'obtenir toutes les informations concernant la toxicologie des produits chimiques courants : http://www.inrs.fr/ Chimie page 4
3.2 Masse volumique et densité Comme pour tout mélange liquide ou solide, la masse volumique est définie par : mélange = m totale V total De même, pour tout liquide ou solide, la densité est définie par rapport à l'eau : d mélange = mélange H 2 O Remarque : ces deux définitions sont bien évidemment valables pour n'importe quel corps pur liquide ou solide. 3.3 Titre ou pourcentage massique Le pourcentage massique (encore appelé titre massique et exprimé en %) t(soluté) du soluté d'une solution est donné par : t soluté =100 m soluté m totale 3.4 Concentration molaire d'une solution commerciale L'étiquette d'une solution commerciale d'ammoniac NH 3 indique : d = 0,95 ; pourcentage massique en ammoniac :28 % ; masse molaire de l'ammoniac : 17 g.mol -1. Calculons la concentration molaire de cette solution. Pour ce faire, l'analyse dimensionnelle permet d'aboutir à l'équation suivante : C S =t soluté H 2 O d solution M soluté Appliquons numériquement cette formule, nous obtenons : C S =0,28 1000 0,95 =15,6 mol.l 1 17 3.5 Dilution d'une solution Diluer une solution consiste en un ajout de solvant. Ce n'est pas une réaction chimique, il n'y aura donc pas d'équation bilan. La quantité de matière de soluté reste inchangée au cours de cette opération. Expérimentalement, on procède comme suit. On prélève un volume (V initial ) de la solution initiale (de concentration molaire C inifial,) à l'aide d'une pipette jaugée. Ce volume est ensuite introduit dans une fiole jaugée (de volume V final ) dont on complète le niveau au trait de jauge par de l'eau distillée. On obtient ainsi une solution de concentration C finale < C initiale. La conservation de la quantité de matière s'exprime sous la forme suivante: C final = V initial V final C initial Cette équation peut aussi s'exprimer sous la forme utile suivante : V initial désigne le volume prélevé de la solution contenant le soluté [L] V fina désigne le volume final après dilution de la solution [L] C initial désigne la concentration molaire du soluté avant dilution [mol.l -1 ] C final désigne la concentration molaire volumique après dilution [mol.l -1 ] Chimie page 5