Les solutions aqueuses

Une solution est un mélange homogène d'au moins deux substances. Cela signifie qu'à l'œil nu, on ne peut pas distinguer les différents composants. Imaginez du sucre dissous dans de l'eau : une fois bien mélangé, vous ne voyez plus les grains de sucre, c'est une solution.

Les composants d'une solution sont :

• Le solvant : C'est la substance présente en plus grande quantité, celle qui dissout les autres. Pour les solutions aqueuses, le solvant est toujours l'eau.
• Le soluté : Ce sont les substances dissoutes dans le solvant. Il peut y avoir un ou plusieurs solutés.

Une solution aqueuse est donc une solution dont le solvant est l'eau. C'est le type de solution le plus courant en chimie et en biologie.

Nous avons dit qu'une solution est un mélange homogène. Mais qu'est-ce que cela signifie exactement ?

• Un mélange homogène : Les constituants ne sont pas distinguables à l'œil nu. Exemples : eau sucrée, air (mélange de gaz), laiton (alliage de métaux).
• Un mélange hétérogène : Les constituants sont distinguables à l'œil nu. Exemples : eau et huile, sable et eau, granit.

Les solutions peuvent exister sous différents états physiques :

• Solide : Par exemple, les alliages comme le bronze (cuivre et étain).
• Liquide : C'est le cas des solutions aqueuses, mais aussi de l'alcool à 70° (éthanol dans l'eau).
• Gazeux : L'air est une solution gazeuse (azote, oxygène, etc.).

La capacité des substances à se mélanger pour former une solution est appelée la miscibilité. Deux liquides sont miscibles s'ils forment une solution homogène. L'eau et l'éthanol sont miscibles, l'eau et l'huile ne le sont pas.

L'eau est souvent appelée le "solvant universel" en raison de sa capacité à dissoudre une grande variété de substances. Cette propriété est due à la nature de sa molécule.

La molécule d'eau ($H_2O$) est une molécule polaire. Cela signifie qu'elle possède une répartition inégale des charges électriques : l'atome d'oxygène attire plus les électrons que les atomes d'hydrogène, créant un pôle négatif partiel près de l'oxygène et des pôles positifs partiels près des hydrogènes.

Cette polarité permet à l'eau de :

• Dissoudre les composés ioniques : Les composés ioniques (comme le sel de table, $NaCl$) sont constitués d'ions positifs (cations) et négatifs (anions) liés ensemble. Lorsque le sel est mis dans l'eau, les molécules d'eau entourent les ions, les arrachent de la structure cristalline et les maintiennent en solution. C'est le phénomène d'hydratation des ions.
  • Exemple : $NaCl_{(s)} \xrightarrow{H_2O} Na^+_{(aq)} + Cl^-_{(aq)}$
• Dissoudre certains composés moléculaires polaires : Les molécules d'eau peuvent interagir avec d'autres molécules polaires (comme le sucre, $C_{12}H_{22}O_{11}$) en formant des liaisons hydrogène. Ces interactions affaiblissent les liaisons entre les molécules de soluté, permettant leur dispersion dans l'eau.
• Ne pas dissoudre les composés apolaires : Les substances apolaires (comme l'huile) ne sont pas solubles dans l'eau car elles n'offrent pas d'interactions électriques fortes avec les molécules d'eau. C'est pourquoi l'eau et l'huile ne se mélangent pas.

Avant de parler de concentration, rappelons quelques notions de base :

• La masse volumique ($\rho$) : C'est la masse d'un certain volume d'une substance. Elle s'exprime souvent en grammes par millilitre ($g/mL$) ou en kilogrammes par litre ($kg/L$).
  • $\rho = \frac{m}{V}$
• La densité ($d$) : C'est un rapport entre la masse volumique d'une substance et celle d'une substance de référence (souvent l'eau pour les liquides et les solides, l'air pour les gaz). La densité est une grandeur sans unité.
  • $d_{substance} = \frac{\rho_{substance}}{\rho_{référence}}$
• Le volume molaire ($V_m$) : C'est le volume occupé par une mole de substance. Cette notion est surtout utilisée pour les gaz.
• La conservation de la masse : Lors d'une dissolution, la masse totale de la solution est égale à la somme de la masse du solvant et de la masse du soluté.

La concentration en masse, aussi appelée titre massique ($C_m$), indique la masse de soluté dissoute dans un litre de solution.

• Formule : $C_m = \frac{m_{soluté}}{V_{solution}}$
  • $m_{soluté}$ : masse du soluté (en grammes, g)
  • $V_{solution}$ : volume de la solution (en litres, L)
• Unités : La concentration en masse s'exprime généralement en grammes par litre ($g/L$). On peut aussi utiliser des milligrammes par litre ($mg/L$) si la concentration est très faible.

Calculs de concentration massique : Si vous dissolvez 5 g de sel dans 250 mL d'eau pour obtenir une solution, la masse de soluté est $m_{soluté} = 5 \, g$. Le volume de la solution est $V_{solution} = 250 \, mL = 0,250 \, L$. La concentration massique sera : $C_m = \frac{5 \, g}{0,250 \, L} = 20 \, g/L$.

Préparation par dissolution (calcul de masse) : Si vous voulez préparer 500 mL d'une solution de $NaCl$ à $10 \, g/L$. Vous savez que $C_m = \frac{m_{soluté}}{V_{solution}}$, donc $m_{soluté} = C_m \times V_{solution}$. $m_{soluté} = 10 \, g/L \times 0,500 \, L = 5 \, g$. Il faudra peser 5 g de $NaCl$.

La concentration en quantité de matière, ou concentration molaire ($C$), est la grandeur la plus utilisée en chimie. Elle indique la quantité de matière (en moles) de soluté dissoute dans un litre de solution.

• La quantité de matière (mole) ($n$) : C'est une unité qui représente un "paquet" de $6,022 \times 10^{23}$ entités (atomes, molécules, ions...). C'est le nombre d'Avogadro ($N_A$).
  • $n = \frac{m}{M}$
    • $m$ : masse de la substance (en grammes, g)
    • $M$ : masse molaire de la substance (en grammes par mole, $g/mol$). La masse molaire se calcule à partir des masses atomiques des éléments présents dans la formule chimique.
• Formule : $C = \frac{n_{soluté}}{V_{solution}}$
  • $n_{soluté}$ : quantité de matière de soluté (en moles, mol)
  • $V_{solution}$ : volume de la solution (en litres, L)
• Unités : La concentration molaire s'exprime en moles par litre ($mol/L$). On utilise parfois des multiples ou sous-multiples comme $mmol/L$ ou $\mu mol/L$.

Quelle est la concentration molaire d'une solution contenant 0,2 mol de glucose dans 1 litre de solution ? $C = \frac{0,2 \, mol}{1 \, L} = 0,2 \, mol/L$.

Il est souvent nécessaire de passer d'une concentration à l'autre.

• Passage de $C_m$ à $C$ : On sait que $C_m = \frac{m_{soluté}}{V_{solution}}$ et $C = \frac{n_{soluté}}{V_{solution}}$. On sait aussi que $n_{soluté} = \frac{m_{soluté}}{M_{soluté}}$. Donc, $m_{soluté} = n_{soluté} \times M_{soluté}$. En remplaçant $m_{soluté}$ dans la formule de $C_m$ : $C_m = \frac{n_{soluté} \times M_{soluté}}{V_{solution}} = (\frac{n_{soluté}}{V_{solution}}) \times M_{soluté}$ ==Ainsi, $C_m = C \times M_{soluté}$==. Et donc, $C = \frac{C_m}{M_{soluté}}$.

• Passage de $C$ à $C_m$ : Directement à partir de la relation précédente : ==$C_m = C \times M_{soluté}$==.

Une solution de $NaCl$ a une concentration massique de $20 \, g/L$. Quelle est sa concentration molaire ? Masse molaire de $NaCl$ : $M_{NaCl} = M_{Na} + M_{Cl} = 23,0 \, g/mol + 35,5 \, g/mol = 58,5 \, g/mol$. $C = \frac{C_m}{M_{NaCl}} = \frac{20 \, g/L}{58,5 \, g/mol} \approx 0,34 \, mol/L$.

• Le facteur de dilution sera abordé dans la section suivante. Il est une relation entre les concentrations d'une solution mère et d'une solution fille après dilution.

Cette méthode consiste à dissoudre une masse précise de soluté solide dans un volume donné de solvant (eau).

Matériel de laboratoire nécessaire :

• Balance de précision : Pour peser la masse de soluté.
• Spatule : Pour manipuler le soluté solide.
• Verre de montre ou coupelle de pesée : Pour contenir le soluté lors de la pesée.
• Bécher : Pour la première dissolution du soluté dans un petit volume d'eau.
• Fiole jaugée : C'est le récipient clé ! Elle permet de préparer un volume de solution très précis. Elle possède un trait de jauge qui indique le volume exact (par exemple, 100 mL, 250 mL, 500 mL, 1 L).
• Pissette d'eau distillée : Pour rincer et compléter au trait de jauge.
• Entonnoir : Pour transférer le soluté ou le liquide dans la fiole jaugée.

Protocole expérimental (exemple pour préparer 250 mL de solution de $NaCl$ à $0,1 \, mol/L$) :

1. Calcul de la masse de soluté :

   • On veut $V_{solution} = 250 \, mL = 0,250 \, L$ et $C = 0,1 \, mol/L$.
   • $n_{soluté} = C \times V_{solution} = 0,1 \, mol/L \times 0,250 \, L = 0,025 \, mol$.
   • Masse molaire de $NaCl$ : $M_{NaCl} = 58,5 \, g/mol$.
   • $m_{soluté} = n_{soluté} \times M_{NaCl} = 0,025 \, mol \times 58,5 \, g/mol = 1,4625 \, g$.
   • Il faut donc peser environ 1,46 g de $NaCl$.

2. Pesée du soluté :

   • Placer un verre de montre sur la balance et faire la tare (remettre à zéro).
   • Peser précisément 1,46 g de $NaCl$ à l'aide de la spatule. Noter la masse exacte pesée.

3. Dissolution préliminaire :

   • Introduire le $NaCl$ pesé dans un bécher propre.
   • Ajouter une petite quantité d'eau distillée (environ 50 mL) et agiter avec un agitateur en verre jusqu'à dissolution complète du soluté.

4. Transfert dans la fiole jaugée :

   • À l'aide d'un entonnoir, verser la solution du bécher dans une fiole jaugée de 250 mL.
   • Rincer le bécher et l'entonnoir plusieurs fois avec de l'eau distillée et verser les eaux de rinçage dans la fiole jaugée. Ceci est crucial pour s'assurer que tout le soluté est transféré.

5. Complément au trait de jauge :

   • Ajouter de l'eau distillée dans la fiole jaugée jusqu'à ce que le niveau du liquide approche le trait de jauge.
   • Pour les dernières gouttes, utiliser la pissette avec précaution et regarder le bas du ménisque (surface incurvée du liquide) qui doit affleurer le trait de jauge.
   • Boucher la fiole jaugée et l'agiter en la retournant plusieurs fois pour homogénéiser la solution.

Précision des mesures : La fiole jaugée et la balance sont des instruments de précision. Il est important de les utiliser correctement pour garantir la justesse de la concentration préparée.

La dilution consiste à obtenir une solution moins concentrée (appelée solution fille) à partir d'une solution plus concentrée (appelée solution mère). Pour cela, on ajoute du solvant (ici, de l'eau) à la solution mère, sans changer la quantité de matière de soluté.

• Solution mère : Solution de départ, plus concentrée.
• Solution fille : Solution obtenue après dilution, moins concentrée.

Lors d'une dilution, la quantité de matière de soluté ne change pas : $n_{soluté \, (mère)} = n_{soluté \, (fille)}$ Puisque $n = C \times V$, on peut écrire la formule de dilution : ==$C_{mère} \times V_{mère} = C_{fille} \times V_{fille}$== Où :

• $C_{mère}$ : concentration de la solution mère
• $V_{mère}$ : volume de solution mère prélevé
• $C_{fille}$ : concentration de la solution fille
• $V_{fille}$ : volume final de la solution fille

Le facteur de dilution ($F$) est le rapport entre la concentration de la solution mère et celle de la solution fille, ou entre le volume de la solution fille et le volume de solution mère prélevé : $F = \frac{C_{mère}}{C_{fille}} = \frac{V_{fille}}{V_{mère}}$ Si on dilue 10 fois, le facteur de dilution est de 10. Cela signifie que la solution fille est 10 fois moins concentrée que la solution mère, et que le volume de solution mère prélevé est 10 fois plus petit que le volume final de la solution fille.

Matériel de dilution :

• Pipette jaugée (avec propipette) : Pour prélever précisément un volume donné de la solution mère. C'est un instrument de grande précision.
• Fiole jaugée : Pour préparer le volume final de la solution fille avec précision.
• Bécher : Pour la solution mère et pour rincer la pipette.
• Pissette d'eau distillée : Pour compléter au trait de jauge.

Exemple : Préparer 100 mL d'une solution de $CuSO_4$ à $0,02 \, mol/L$ à partir d'une solution mère à $0,1 \, mol/L$.

1. Calcul du volume de solution mère à prélever :

   • $C_{mère} = 0,1 \, mol/L$
   • $C_{fille} = 0,02 \, mol/L$
   • $V_{fille} = 100 \, mL = 0,100 \, L$
   • En utilisant la formule de dilution : $V_{mère} = \frac{C_{fille} \times V_{fille}}{C_{mère}} = \frac{0,02 \, mol/L \times 0,100 \, L}{0,1 \, mol/L} = 0,020 \, L = 20 \, mL$.
   • Il faut donc prélever 20 mL de la solution mère.

2. Prélever la solution mère :

   • Verser un peu de solution mère dans un bécher propre.
   • Rincer la pipette jaugée de 20 mL avec un peu de solution mère (pour éviter de diluer la solution mère avec de l'eau résiduelle). Jeter l'eau de rinçage.
   • Prélever exactement 20 mL de la solution mère à l'aide de la pipette jaugée et de la propipette. Le bas du ménisque doit affleurer le trait de jauge de la pipette.

3. Transférer et compléter :

   • Verser les 20 mL de solution mère dans une fiole jaugée de 100 mL.
   • Ajouter de l'eau distillée jusqu'à environ les deux tiers de la fiole.
   • Agiter doucement pour mélanger.
   • Compléter au trait de jauge avec de l'eau distillée en utilisant la pissette, en veillant à ce que le bas du ménisque affleure le trait.
   • Boucher la fiole et l'agiter en la retournant plusieurs fois pour homogénéiser la solution fille.

Sécurité en laboratoire : Toujours porter des lunettes de protection. Manipuler les produits chimiques avec précaution. En cas de projection, rincer abondamment.

Précision et incertitudes : Les instruments jaugés (pipettes et fioles) sont conçus pour une grande précision à une température donnée (souvent 20°C). Les erreurs de manipulation peuvent entraîner des incertitudes sur la concentration finale.

La capacité d'une solution à conduire le courant électrique est appelée conductivité électrique.

• Ions en solution : Le courant électrique dans une solution est transporté par le mouvement d'ions (particules chargées). Si une solution contient des ions, elle est conductrice.
• Électrolytes : Les substances qui, une fois dissoutes dans l'eau, produisent des ions et rendent la solution conductrice sont appelées électrolytes.
  • Exemples : sels (chlorure de sodium $NaCl$), acides (acide chlorhydrique $HCl$), bases (hydroxyde de sodium $NaOH$).
• Non-électrolytes : Les substances qui, une fois dissoutes dans l'eau, ne produisent pas d'ions et ne conduisent pas le courant sont appelées non-électrolytes.
  • Exemples : sucre (glucose, saccharose), alcool (éthanol).

Mesure de la conductivité : On peut mesurer la conductivité d'une solution à l'aide d'un conductimètre. Cet appareil permet de savoir si une solution contient des ions et, dans une certaine mesure, leur concentration. Plus la concentration en ions est élevée, plus la conductivité est grande.

Les solutions aqueuses peuvent être classées selon leur caractère acide, basique ou neutre, qui est lié à la concentration en ions hydrogène ($H^+$) ou hydronium ($H_3O^+$).

• L'échelle de pH : C'est une échelle qui permet de mesurer l'acidité ou la basicité d'une solution. Elle varie généralement de 0 à 14.

  • pH < 7 : La solution est acide. Plus le pH est faible, plus la solution est acide.
  • pH = 7 : La solution est neutre. C'est le cas de l'eau pure à 25°C.
  • pH > 7 : La solution est basique (ou alcaline). Plus le pH est élevé, plus la solution est basique.

• Définition d'un acide et d'une base (selon Arrhenius, au niveau Seconde) :

  • Un acide est une substance qui libère des ions $H^+$ (ou $H_3O^+$) en solution aqueuse.
  • Une base est une substance qui libère des ions $OH^-$ (hydroxyde) en solution aqueuse.

• Indicateurs colorés : Ce sont des substances dont la couleur change en fonction du pH de la solution. Par exemple, le bleu de bromothymol (BBT) est jaune en milieu acide, vert en milieu neutre et bleu en milieu basique.

• Mesure du pH :

  • Papier pH : C'est une bandelette de papier imprégnée de plusieurs indicateurs colorés. En la plongeant dans une solution, la couleur du papier change et peut être comparée à une échelle de couleurs pour estimer le pH. C'est une méthode rapide mais peu précise.
  • pH-mètre : C'est un appareil électronique qui mesure le pH avec une grande précision. Il est constitué d'une sonde (électrode) que l'on plonge dans la solution.

Une réaction de précipitation est une réaction chimique en solution aqueuse qui conduit à la formation d'un solide insoluble appelé précipité.

• Solubilité : C'est la capacité d'une substance à se dissoudre dans un solvant. Si une substance est peu ou pas soluble, elle forme un précipité.
• Précipité : Le solide qui se forme et qui se dépose au fond du récipient ou qui trouble la solution.

Test de reconnaissance d'ions : Les réactions de précipitation sont souvent utilisées pour identifier la présence de certains ions en solution.

• Exemple : Pour détecter les ions chlorure ($Cl^-$), on ajoute du nitrate d'argent ($AgNO_3$). Si des ions $Cl^-$ sont présents, on observe la formation d'un précipité blanc de chlorure d'argent ($AgCl$), qui noircit à la lumière.

  • Équation de réaction : $Ag^+_{(aq)} + Cl^-_{(aq)} \rightarrow AgCl_{(s)}$

• Exemple : Pour détecter les ions fer (III) ($Fe^{3+}$), on ajoute de l'hydroxyde de sodium ($NaOH$). Si des ions $Fe^{3+}$ sont présents, on observe la formation d'un précipité rouille d'hydroxyde de fer (III) ($Fe(OH)_3$).

  • Équation de réaction : $Fe^{3+}_{(aq)} + 3OH^-_{(aq)} \rightarrow Fe(OH)_{3(s)}$

Ces tests sont très utiles en chimie analytique pour caractériser des échantillons inconnus.