CHAPITRE 1 : LES SOLUTIONS AQUEUSES

I. Quantité de matière d’une molécule d’une substance X contenu dans un échantillon de masse mX (rappel)

1. Définition :

Le nombre de moles contenu dans un échantillon d’une substance donnée est appelé quantité de matière. On le désigne par n. On a :

2. Exercices

Exercice 1 Déterminer la quantité de matière de chlorure de sodium (NaCl) contenue dans 4g d’un échantillon de chlorure de sodium.  Données : M(Na) = 23 g.mol-1 ; M(Cl) = 35,5 g.mol-1. Réponse M(NaCl) = 58,5 g.mol-1             n = 4/58,5 = 6,84.10-² mol           Exercice 2 en supposant que l’eau ne contient que des molécules d’eau (H2O), quelle est la quantité de matière contenue dans 1L d’eau ?   Données : M(H) = 1 g.mol-1 ; M(O) = 16 g.mol-1. Réponse : M(H2O) = 18 g.mol-1 ; 1L d’eau pèse 1 kg.         n = 1000/18 = 55, 5 mol      

II. Quantité de matière d’une molécule de gaz  X contenu dans un échantillon de volume Vx(rappel)

1.  Définition :

On a :

2. Condition normale de température et de pression

* Condition normale de température : = 0°C ou 273°K *  Condition normale de pression : p = 760 mm de mercure ou 1 atmosphère. *  Volume molaire dans les conditions normales : V0= 22,4 L.mol-1. 3.Exercice Un flacon contient 1 L de dichlore (Cl2). Il a été rempli dans les conditions où le volume molaire vaut 24 L.mol-1. Calculer la quantité de matière de dichlore contenu dans le flacon. En déduire la masse de dichlore dans le flacon. Donnée : M(Cl) = 35,5 g.mol-1 Réponse : Quantité de matière de Cl2 n = V/Vo         n = 1/24 = 4,17.10-2 mol La masse de Cl2 :  m = M.n = x 71 = 29, 6 g.  

   III. Solutions aqueuses

1. Définition

Une solution est obtenue par la dissolution d’un soluté dans un solvant. La solution est dite aqueuse lorsque le solvant est l’eau. Le soluté peut être : un solide, un liquide ou un gaz.

2. Caractéristique d’une solution aqueuse

Une solution aqueuse est caractérisée par la concentration molaire du soluté dans la solution. La concentration est notée : C et elle s’exprime en mol.L-1. On a : Remarque : L’eau est capable de dissoudre un certain nombre de substances solides, liquides et gazeux : on obtient des solutions aqueuses de ces substances. Le pouvoir solvant de l’eau vient de son caractère dipolaire. Quand on dissout un soluté (un solide, un liquide ou un gaz) dans V litres d’eau, on admet que V reste constante. Exercice On dissout m = 4 g d’éthanol (C2H6O) dans 100 cm3 d’eau. Quelle est la concentration de la solution obtenue ? Données : M(C) = 12 g.mol-1, M (H) = 1 g.mol-1, M(O) = 16 g.mol-1. Réponse : On a : M (C2H6O) = 46 g.mol-1.        n = m/M = 4/46 = 8,69.10-² mol La concentration  C = n/V = 8,69.10-²/0,1 = 0,869 mol.L-1

3. Préparation d’une solution aqueuse.

Au laboratoire la préparation d’une solution de concentration déterminée s’effectue : – Soit par la dilution d’une solution mère de concentration connue. – Soit par la dissolution d’un composé solide – Soit par dissolution d’un gaz

a. La dilution

 a.1. Définition

La dilution est l’opération qui consiste à diminuer la concentration d’une solution mère par ajout de solvant (l’eau distillée)

a.2. Principe

Soit  un flacon contenant un volume Vi d’une solution initiale de concentration Ci. On veut obtenir une solution de volume Vf et de concentration Cf. La conservation de la quantité de matière donne : ni = nf soit CiVi = CfVf  or Vf = Vi +Ve                        (Ve : volume d’eau à ajouter) on a alors :         CiVi = Cf  (Vi + Ve  ) d’où Ve = Vi( Ci/Cf – 1) En posant : Ci/Cf = N  où N (facteur de dilution) désigne le nombre de fois de dilution ; on écrit : Ve = Vi( N – 1) Pour diluer 10 fois : on N = 10. Ve = 9 Vi   et  Cf = Ci/10

a.3. Exercice pratique

On dispose au laboratoire d’une solution de concentration Ci = 1 mol.L-1. Quel volume faut – il prélevé pour obtenir 100 mL d’une solution diluée 10 fois ? Réponse Calculons la concentration de la solution finale Cf :   Cf = Ci/10 = 0,1 mol.l-1 Calculons Vi On a : CiVi = CfVf   d’où Vi = Cf.Vf/C1 = 10-² L = 10 ml Mode opératoire : A l’aide d’une pipette jaugée de10 mL, on prélève 10mL de la solution qu’on introduit dans une fiole jaugée de 100 mL et on complète avec de l’eau jusqu’au trait du jauge.

b.  La dissolution d’un composé solide

On veut préparer un volume V de concentration C  de la solution d’un composé solide.

b.1. Principe

Il faut déterminer la masse du produit à dissoudre. Le volume V de la solution de concentration C contient une quantité de matière n = CV. La masse du composé à dissoudre est : m = n.M (M étant la masse molaire du soluté) M = C.V.M.

b.2. Application

On veut préparer 2 L de solution de permanganate de potassium (KMnO4) centimolaire ( C = 10-2 mol.L-1) Quelle masse de cristaux  de permanganate  de potassium doit – on utiliser ? Données : M(Mn) = 54,9 g.mol-1 ; M(K) = 39,1 g.mol-1 ; M(O) = 16 g.mol-1 Réponse : m = C.V.M          m = 10-2x2x(54,9 + 39,1 + 4×10)             m = 3,16 g. Remarque 1. On peut aussi caractériser une solution par la concentration des espèces chimiques présentes dans la solution. Exemple : NaCl   ↔   Na+  +  Cl- Les espèces chimiques dans la solution : H2O ; H3O+ ; OH- ; Na+ et Cl- On peut caractériser cette solution par la concentration des ions Na+. [Na+] = n(NA+)/V      et    [Cl-] = n(NA+)/V

2. Toute les solutions aqueuses contenant des ions est électriquement neutre.

On a : a[Aa+]  + b[Bb+]   = c[Cc-]  + d[Dd-]  

b.3. Exercices

Exercice 1 On dissout 3 L de gaz bromure d’hydrogène HBr dans 100 cm3 d’eau. Le volume gazeux est mesuré dans les conditions normales. 1. Quelle est la concentration de la solution obtenue ? 2. Déterminer la concentration des ions Br -. Réponse 1.On a : HBr  +  H2O    →  H3O+    +   Br – n( HBr ) = V/Vo = 3/22,4 = 0,134 mol C ( HBr) = n( HBr )/V =  0,134/0,1 = 1,34 mol.l-1 [Br-] = nBr-/V =1,34 mol.l-1  car      nBr- = nHBr   Exercice 2 Une solution de chlorure de calcium a une concentration C = 1,8 mol.L-1. Calculer la concentration des ions Ca2+ et Cl-. Réponse CaCl2  →   Ca2+    +     2 Cl- On a : [Cl-] =  2 x C (cacl2) = 3,6mol.L-1 ;    [Ca2+] =C (cacl2) = 1,8 mol.L-1 Exercice 3 On dissout dans 50 mL d’eau une masse m de chlorure de potassium (KCl). La solution obtenue contient [Cl-] = 10-2 mol.L-1. En déduire la masse de m de KCl. Données : M(K) = 39,1 g.mol-1 ; M(Cl) = 35,5 g.mol-1. Réponse KCl   →   K+   +    Cl- [Cl-] = C(KCl) = 10-2 mol.L-1 La quantité de matière de KCl est : nKCl = V.CKCl = V. [Cl-] = 10-2×0,05 = 5.10-4 mol. La masse de KCl est : m = n.M             m = 5.10-4×74,6 = 3,73.10-2g Exercice 4 On mélange V1 = 10-2 L. de solution de chlorure de sodium de concentration C1 = 0,15 mol.L-1 avec    V2 = 5.10-3 L de solution de concentration C2 =  0,2 mol.L-1. Quelles sont les concentrations des ions Na+ et Cl- dans le mélange Réponse NaCl  →  Na+    +   Cl- (1)                                      NaCl    →   Na+    +   Cl- (2) Na+ et Cl- sont des ions indifférents mais ont des réactions chimiques. – La quantité de matière de Na+ dans (1) est : n1 = C1V1 –  La quantité de matière de Na+ dans (2) est : n2 = C2V2 – Dans le mélange de volume V = V1 + V2 est : n = n1 + n2 = C1V1 + C2V2 [Na+] =  n/V1+V2 = C1V1 + C2V2/ V1 + V2 = [Cl-]  

IV.  Notion de   pH

D’après Peter Soerensen (1868-1939, chimiste danois) le pH (potentiel hydrogène) est défini à partir de la concentration des ions H3O+, on a la relation : [H3O+] = 10-pH ou encore pH = -log[H3O+] Le pH est un nombre positif sans unité. La relation pH = -log[H3O+]  est valable pour [H3O+] < 10-1 mol.l-1. Le pH se mesure à l’aide soit : –  Du papier pH –  Du pHmètre Remarque Quelques propriétés importantes de la fonction log sont à connaître : Exercice Calculer le pH d’une solution où [H3O+] = 2.10-3mol.L-1. pH = -log (2.10-3) = 2,7

V.  Autoprotolyse de l’eau

L’eau pure conduit le courant électrique cela est dû à la présence des ions hydronium (H3O+) et hydroxyde (OH-). La réaction d’autoprotolyse de l’eau est : 2H2O  → H3O+     +  OH- . Autoprotolyse de l’eau est un transfert de proton H+ entre deux molécules d’eau. * Lorsque la molécule d’eau gagne un proton H+, elle donne un ion hydronium H3O+. * Lorsque la molécule d’eau perd un proton H+ , elle donne un ion hydroxyde OH-.

VI. Le produit ionique de l’eau

Définition

Dans toute solution aqueuse diluée on appelle produit ionique de l’eau, noté Ke la relation : Ke = [H3O+].[OH-] = cste ( Ke est sans unité) La réaction d’autoprotolyse de l’eau fournit autant d’ions H3O+  que d’ions OH- . A 25°C [H3O+]=[OH-] = 10-7 mol.L-1 Ke(25°C) = 10-14 Remarque Le Ke dépend de la température, il croît avec la température. Exemple : Exercice a A 25°C, la concentration molaire des ions OH- d’une solution aqueuse est [OH-]= 10-4 mol.L-1. Déterminer la concentration molaire des ions H3O+ présents dans la solution. Exercice b Le produit ionique de l’eau pure à 60°C est 9,6.10-14. Déterminer la concentration en ion H3O+ ainsi qu’en ion OH-.

VII.  Classification des solutions aqueuses

Lorsqu’on dissout un soluté dans l’eau, après dissolution : 1. Si [H3O+]=[OH-], la solution est neutre : à 25°C [H3O+]=[OH-] = 10-7 mol.L-1 on a alors pH = 7 2.Si [H3O+] > [OH-] , la solution est acide : à 25°C [H3O+] > 10-7 mol.L-1 on a alors pH < 7 3.Si [H3O+] < [OH-] , la solution est basique : à 25°C [H3O+] < 10-7 mol.L-1 on a alors pH > 7   EXERCICE D’APPLICATION NB : En solution aqueuse, l’acide nitrique (HNO3) est totalement dissocié en ions hydronium H3O+ et en ions NO3-. Il en est de même de l’acide chlorhydrique (HCl) qui est dissocié en ions H3O+ et en ion Cl-. Dans une fiole jaugée de 250mL, on introduit successivement les composés suivants : * une solution d’acide chlorhydrique de volume V1 = 40mL et de concentration   C1 = 0,3mol/L ; * une solution d’acide nitrique de volume V2 = 25mL et de concentration C2 = 0,4mol/L ; *une masse m3 = 1g de chlorure de calcium solide (CaCl2) ; * une masse m4 = 2g de nitrate de calcium solide Ca(NO3)2. On complète le tout à 250 mL avec de l’eau distillée. 1. a.Ecrire les équations de dissolution des quatre composés ci-dessus et celle de l’autoprotolyse de l’eau. b.Faire le bilan des différentes espèces chimique présentes dans la solution. 2.Déterminer la quantité de matière de chacun des ions présents dans cette solution sachant qu’aucune réaction chimique n’a lieu. 3.En déduire leur concentration. 4.Vérifier que les concentrations trouvées sont en accord avec l’équation d’électroneutralité. 5. Déterminer le pH de la solution. Données : masse molaire en g.mol-1 : H : 1 ; O : 16 ; Cl : 35,5 ; N :14 ; Ca :40        
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