Cours deust mip c122 generalites solutions chimiques réactiv
Télécharger PDFModule C122 « Réactivité Chimique » – Parcours MIP S2
CHAPITRE I : Généralités sur les solutions
I.1 Étude des solutions
1.1 Définition
Une solution est un mélange homogène de deux ou plusieurs constituants. Le constituant majoritaire est appelé solvant, le ou les constituant(s) minoritaire(s) sont appelés soluté(s). Lorsque le solvant est l’eau, on a une solution aqueuse et quand le solvant est de l’alcool, on parle de solution alcoolique.
Solution aqueuse = Solvant (eau) + Soluté [NaCl (solide), H₂SO₄ (liquide), CO₂ (gaz)]. Le soluté peut être soit un composé ionique ou covalent.
Composés chimiques : ioniques ou moléculaires
Un composé chimique est soit ionique soit covalent (moléculaire).
Composé moléculaire (covalent) : Un composé covalent est un groupement d’atomes reliés entre eux par des liaisons covalentes. Une liaison covalente se forme lorsque deux atomes partagent leurs électrons.
Exemples :
- Cl₂ : molécule apolaire (moment dipolaire µ = 0)
- HCl : molécule polaire (µ ≠ 0, électronégativité différente entre H et Cl)
1.2 Dissolution
La dissolution est le processus physico-chimique par lequel un soluté est dissous dans un solvant pour former un mélange homogène appelé solution.
Dissolution d’un composé ionique (dissociation, solvatation et dispersion)
Un solide ionique (cristal) est un assemblage régulier de cations et d’anions. La cohésion de ce réseau est due aux interactions électrostatiques.
La loi de Coulomb dans l’air :
F = (1 / (4πε₀εᵣ)) * (q₁q₂ / r²)
ε₀ : Permittivité du vide = 8,8541 × 10⁻¹² F/m
εᵣ : Permittivité relative de l’air = 1
La loi de Coulomb dans l’eau :
F = (1 / (4πε₀εᵣ)) * (q₁q₂ / r²)
εᵣ de l’eau = 80
La constante diélectrique élevée de l’eau réduit les attractions anion-cation, ce qui provoque l’effondrement du solide ou du cristal : étape de dissociation.
Au contact des ions, les molécules d’eau, polaires, s’orientent pour présenter leur pôle négatif (atome O) vers les cations et leurs pôles positifs (atomes H) vers les anions : étape de solvatation (hydratation).
Après la solvatation, les ions libres se dispersent dans la solution : étape de dispersion.
Dissolution d’un composé moléculaire
Exemple : le sucre (C₁₂H₂₂O₁₁) se dissout dans l’eau sans dissociation.
Dans certains cas, les interactions soluté-solvant peuvent être si fortes qu’elles rompent des liaisons covalentes du soluté.
Conductibilité électrique d’une solution
Dans un métal, le courant électrique est dû au déplacement d’électrons libres.
Dans les solutions aqueuses, le courant électrique est dû au déplacement d’ions.
- Les ions positifs (cations) se déplacent vers la cathode (borne -).
- Les ions négatifs (anions) se déplacent vers l’anode (borne +).
1.3 Électrolyte
Une substance dont la dissolution génère des ions libres est appelée « électrolyte » (solution conductrice du courant électrique). Les substances qui se dissolvent sous forme moléculaire sont des « non-électrolytes » (solutions non conductrices).
I.2 Expression de la composition d’une solution
2.1 Expression des concentrations
La concentration d’une solution est déterminée par la concentration du soluté, qui est la quantité relative de soluté par rapport à la quantité de solvant ou de solution.
- Concentration molaire (titre molaire) ou molarité (C) :
- C = 1 mol/L = 1 M : solution molaire
- C = 0,1 M : solution décimolaire
- [Ca²⁺] = C / 2
- [F⁻] = 2C
- Normalité (N) :
- Solution normale ⇒ N = 1
- Solution décinormale ⇒ N = 0,1
- Solution centinormale ⇒ N = 10⁻²
Les concentrations molaires des espèces sont notées [X].
Exemple : dissolution d’un soluté A dans l’eau :
A + H₂O → A⁺ + A⁻
Électroneutralité de la solution :
[A⁺] = [A⁻]
Pour une solution de fluorure de calcium (CaF₂) :
CaF₂ → Ca²⁺ + 2F⁻
Les concentrations des ions sont :
C’est le nombre de moles d’équivalents contenues dans un litre de solution.
N = p × C [mol d’éq/L] ou [N]
p : nombre d’équivalents (ex. : 1 pour NaOH, 2 pour H₂SO₄, 5 pour MnO₄⁻)
2.2 Fraction molaire et massique
- Fraction molaire (x) :
- Fraction massique (% massique) :
xᵢ = nᵢ / Σnᵢ (0 ≤ xᵢ ≤ 1, sans unité)
Le pourcentage molaire est : xᵢ × 100
Wi = (masse de i / masse totale de la solution) × 100
Exemple : acide chlorhydrique HCl à 37 % en masse signifie 37 g de HCl dans 100 g de solution.
Acide sulfurique H₂SO₄ à 98 % en masse signifie 98 g de H₂SO₄ dans 100 g de solution.
2.3 Autres expressions
Pourcentage masse/volume (% m/v) :
C’est le nombre de grammes de soluté dans 100 ml de solution.
Exemple : une solution de 30 % (m/v) de HCl contient 30 g de HCl dans 100 ml de solution.
2.4 Rappel
- Masse volumique (ρ) : ρ = masse / volume (ex. : 1 g/cm³ = 10³ g/L)
- Densité (d) : d = masse volumique de la solution / masse volumique de l’eau
I.3 Solution électrolytique
Un électrolyte est une espèce chimique qui, en solution, conduit le courant électrique, totalement ou partiellement dissociée sous forme d’ions libres.
- Électrolyte fort : espèce entièrement dissociée en ions libres.
- Acides forts : HCl + H₂O → H₃O⁺ + Cl⁻
- Bases fortes : KOH → K⁺ + OH⁻
- Sels : NaNO₃ → Na⁺ + NO₃⁻
- Électrolyte faible : espèce partiellement dissociée en ions libres.
Exemples :
Exemple : acide acétique CH₃CO₂H + H₂O ⇌ CH₃CO₂⁻ + H₃O⁺ (constante K = 1,8 × 10⁻⁵).
Remarque : la force d’un électrolyte dépend du solvant utilisé.
Dilution et loi d’Ostwald
La dilution est un procédé permettant de réduire la concentration d’une solution en ajoutant du solvant sans modifier la quantité de soluté.
Principe : la quantité de matière du soluté reste constante avant et après dilution.
N = C × n (nombre d’équivalents)
Loi de dilution d’Ostwald : la dilution augmente la dissociation d’un électrolyte faible.
Pour un monoacide faible HA, la dissociation est régie par :
HA + H₂O ⇌ A⁻ + H₃O⁺
À l’équilibre : K = [A⁻][H₃O⁺] / [HA]
Pour des électrolytes très faibles (α << 1), K ≈ α²C₀ / (1 – α) ≈ α²C₀.
La dilution réduit C₀, ce qui augmente α.
FAQ
Qu’est-ce qu’un électrolyte fort ?
Un électrolyte fort est une espèce chimique qui se dissocie entièrement en ions libres lorsqu’elle est dissoute dans l’eau.
Comment calculer la fraction molaire d’un soluté ?
La fraction molaire xᵢ se calcule comme le rapport du nombre de moles du soluté i (nᵢ) à la somme des moles de tous les constituants (Σnᵢ).
Quelle est la différence entre une solution molaire et décimolaire ?
Une solution molaire contient 1 mole de soluté par litre (C = 1 M), tandis qu’une solution décimolaire contient 0,1 mole de soluté par litre (C = 0,1 M).