Cours Sur Generalites Sur Les Solutions [PDF]

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CHAPITRE I: GENERALITES SUR LES SOLUTIONS ET LES GAZ I-DEFINITIONS ET CARACTERISATION D’UNE SOLUTION : 1-Définitions :  Solution : une solution est un mélange homogène, d’au moins deux substances.  Solvant : Le constituant qui est présent en plus grande quantité et qui se trouve dans le même état physique (phase) que la solution.  Une phase peut être constituée d'un seul corps pur (toutes les molécules constitutives ont la même formule), ou être un mélange homogène de plusieurs corps (plusieurs molécules différentes). Une phase est un milieu (liquide, gaz, ou solide) dont les propriétés varient de façon continue dans l'espace.  Soluté : Toute substance qui peut être dissoute dans le solvant.  Solubilité : concentration maximale d’un soluté qui est dissoute dans un solvant donné, à une température donnée.  Pour une solution donnée, lorsque le solvant utilisé est de l’eau, alors cette solution est dite solution aqueuse. Exemple : L’obtention d’une tache d’eau sucrée s’obtient en dissolvant du sucre dans l’eau. Le sucre constitue le soluté, tandis que l’eau joue le rôle de solvant. Cette solution ainsi obtenue est appelée solution aqueuse, puisque le solvant est l’eau.  On appelle solution saturée, une solution qui contient un soluté à une concentration supérieure à sa solubilité. Autrement dit, une solution est saturée lorsque le solvant n’arrive plus à dissoudre le soluté.  Solution insaturée : solution qui contient un soluté à une concentration inférieure à sa solubilité. 2-CARACTERISATION QUANTITATIVE : Quantitativement, une solution peut être caractérisée par une des grandeurs de composition d’un des ses solutés: la concentration molaire volumique C ou molarité, la concentration massique (ou pondérale) Cm, sa molalité ou par la masse volumique ou densité de la solution. a-Concentration molaire ou Molarité : La concentration molaire ou molarité notée C est le rapport de la quantité de soluté exprimée en moles par le volume de la solution exprimé en litres. On a : C=

m( g) n(mol) avec n= V ( L) M ( g . mol−1)

 La dilution: Diluer une solution, c’est obtenir une nouvelle solution moins concentrée que la solution initiale, en ajoutant du solvant. La solution initiale se nomme solution mère (solution concentrée), et la solution diluée se nomme la solution fille (solution diluée). En pratique, la méthode de dilution consiste à introduire, à l’aide d’une pipette, un volume déterminé de solution mère dans une fiole jaugée, de volume connu, et à ajouter de l’eau jusqu’au trait de jauge. Au cours d’une dilution la quantité de matière de l’espèce chimique dissoute ne varie pas, donc : nmère = nfille (conservation de la masse). « L’addition de solvant à une solution ne modifie pas la quantité de soluté (nombre de mole), mais elle change la concentration de solution. » Or : nmère = C0 x V0 et nfille = C1 x V1 , d’où : C0 x V0 = C1 x V1 . Cette équation ne peut être utilisée que pour les cas de dilution; elle ne peut pas s’appliquer directement aux problèmes impliquant des réactions chimiques.

 Facteur de dilution F : Lorsqu’on dilue F fois une solution de concentration Ci et de volume Vi ou qu’on en fait une dilution au Fième pour obtenir une solution finale de concentration Cf et de volume Vf alors F Ci V f est appelé facteur de dilution tel que : F= = . Cf V i Application: Comment prépare-t-on 500ml d’une solution aqueuse de HCl de concentration 0,250 mol/L à partir d’une solution commerciale de 12,1 mol/L? REPONSE : La solution diluée de concentrée Cf a pour volume Vf = 500mL = 0,5L ; la solution mère commerciale a pour concentration Ci = 12,1 mol.L-1. Soit Vi le volume prélevé de la solution concentrée. C f .V f 0,250 X 0,5 On a CiVi = CfVf ⇒ Vi = . A.N : Vi = = 0,010L = 10mL. 12,1 Ci Ainsi, Vf = Vi + Veau ⇒ Veau = Vf – Vi = 500mL-100mL = 400mL. Conclusion : Pour préparer une telle solution, on prélève 10mL de la solution mère commerciale puis on y ajoute 400mL d’eau et on agite pour homogénéiser. De façon pratique on cherche une fiole jaugée de 500mL dans laquelle on verse les 10mL prélevés de la solution commerciale et on y ajoute progressivement de l’eau en agitant jusqu’au trait de jauge. b-Molalité : La molalité concentration molale d’un soluté (i) dans une solution notée bi (notation recommandée par l’UIPAC) est le rapport de la quantité de soluté exprimée en mole par

masse de solvant exprimée en kg. On a : b i=

ni (mol) msolvant (kg)

c-Concentration pondérale (massique) : La concentration massique d’une espèce chimique en solution est le rapport de la masse de soluté présente par litre de solution. La concentration massique se note Cm telle que :

msoluté . V solution Exemple : Le sérum physiologique : Un sérum physiologique est une solution composée d'eau stérile (eau traitée dans un autoclave) et de chlorure de sodium. C'est un liquide isotonique du sang. Cette solution est utilisée pour nettoyer le nez, les oreilles ou les yeux des bébés notamment, mais aussi en solutions de réhydratation injectables en perfusion intraveineuse pour des patients déshydratés ne pouvant boire. Cm =

Le sérum physiologique à 0,9% (en masse) est une solution de chlorure de sodium qui a une concentration massique de 9,00 g.L-1. Question : Quelle est la masse de chlorure de sodium contenu dans un petit flacon de 5 mL ? Réponse : On à : Cm =

m(soluté ) ⟺ m = CmxV V (solution)

A.N : m = 9×5.10-3 (L) = 4,5.10-2 g = 45 mg donc la masse de NaCl contenue dans 5 mL de la solution égale à 45 mg.

d-Fraction pondérale ou massique :

n

Dans une solution, soient mi la masse d’un composant (i) donnée et mT = ∑ mi la masse totale i=1

m mi n i de la solution. La fraction massique wi du composant (i) s’écrit : w i= = mT ∑ mi i=1

 La fraction massique est sans unité (par exemple g/g; les unités s’annulent)  La somme des fractions massiques de tous les composants de la solution est toujours n

égale à 1 :∑ wi=1. i=1

 Le pourcentage massique d’un composant d’un mélange donné est sa fraction massique multipliée par 100 et la somme des pourcentages massiques d’un mélange est égale à 100%. e-La fraction molaire : n

Dans un mélange de n constituants de nombre de moles total nT = ∑ ni, la fraction molaire d’un composant est X i telle que : X i =

ni = nT

i=1

ni n

∑ ni

.

i=1

La fraction molaire est sans unité (mol/mol; les unités s’annulent)  La somme des fractions molaires de toutes les composantes de la solution est toujours n

égale à 1 : ∑ X i=1. i=1

 Le pourcentage molaire est sa fraction molaire multipliée par 100 et la somme des pourcentages molaires d’un mélange est égale à 100%. f-Concentration normale ou normalité : Concentration normale (ou normalité) : Elle est reliée au nombre d’équivalent-grammes de soluté dans la solution et au type de réaction chimique considérée. Dans le cas des réactions acide-base, l’équivalent-gramme est le nombre de protons échangeables alors que dans les réactions d’oxydoréduction, il s’agit du nombre d’électrons. La normalité N Ceq est donnée par le nombre d’équivalent-grammes de soluté (néq) par litre de solution (éq.g/L) ou N. Toute fois elle existe une relation entre la normalité (N) et la molarité (M) : Ceq = N = neq. M = ou Ceq = pC avec p = neq  Définition de l’équivalent-gramme : L’équivalent-gramme désigne la quantité (en grammes) de substance mettant en jeu une mole de particules actives. Pour trouver l’équivalent-gramme, il faut écrire la réaction de dissociation acide ou basique, d’oxydation ou de réduction selon le cas, et mettre en évidence le nombre de particules actives mises en jeu (noté p) par mole de substance.

Exemple : Quelle est la normalité de chaque solution :  Solution de HCl 12,1 M, l’acide participe avec un proton donc p =1, la normalité de la solution 12,1N.  H2SO4 de C = 6,1 M, l’acide participe avec deux protons donc p =2, la normalité N= 2 x 6,1 = 12,2 N  H3PO4 de C = 6,5 M, l’acide participe avec trois protons donc p =3, la normalité

N= 3x6,5= 19,5 N g- Masse volumique et densité :  Masse volumique : Elle correspond à la masse d'un certain volume de solution sous certaines conditions de ms température et de pression. Elle est notée ρ= (son unité est fonction de l’unité de masse et de Vs l’unité de volume choisies pour son calcul). ms ( g ) Par exemple ρ ( g . L ) = . V s( L)  Densité des solides et des liquides: La densité relative (d) est le rapport entre la masse volumique d’une substance et la masse volumique d’un corps de référence. Pour les solides et les liquides, le corps de référence est l’eau pure à 4 °C dont la masse volumique est de 1 Kg/litre. La densité d’un liquide ou d’un solide est le rapport de la masse volumique de ce liquide ou de ce solide par la masse volumique de l’eau d = ρ/ρeau .La densité n’a pas d’unité.

II.AUTRES CARACTERISATIONS DE SOLUTIONS : 1-Degré chlorométrique d’une solution d’eau de javel (NaClO): C’est le volume en litre de Cl2 dégagé par 1 litre d’une solution d’hypochlorite de sodium ou eau de javel (NaClO) dans les CNTP selon l’équation suivante: NaClO + 2HCl→ NaCl + H2O + Cl2 Il est noté D et s’exprime en degré : D = 22,4CNaClO = 11,2CeqNaClO. 2-Titre volumique d’une solution d’eau oxygénée (H2O2) :

C’est le volume en litre de O2 dégagé par 1 litre d’une solution de peroxyde de dihydrogène 1 ou eau oxygénée (H2O2) dans les CNTP selon l’équation suivante: H2O2 → H2O + O2 2 Il est noté TV et s’exprime en volume : TV = 11,2C(H2O2) = 5,6Ceq(H2O2) III-LES GAZ : 1-caractéristiques: Les gaz sont caractérisés par différents paramètres dont la pression, le volume, la température. On a T(K) = t(°C) + 273,15. Les gaz sont caractérisés par une masse volumique faible, une grande sensibilité à la pression (grande compressibilité), une forme et une surface non fixes, le mélange de gaz est toujours homogène et les molécules de gaz ont un libre parcours dans l’espace. 2-Les gaz parfaits : Le modèle du gaz parfait est conçu sur la base des hypothèses suivantes : -Les molécules sont assimilées à des masses ponctuelles de volume négligeable devant le volume total occupé par le gaz ; -il n’y a pas d’interaction entre les molécules de gaz ; -la distance parcourue par une molécule entre deux collisions est grande par aux dimensions de la molécule ; -les chocs entre molécules de gaz ou contre les parois du récipient qui les contient sont parfaitement élastiques. a- Lois des gaz parfaits :  Loi de Boyle-Mariotte : A température constante, (transformation isotherme) le produit PV reste constant pour une masse donnée de gaz parfait. La pression P est ainsi inversement proportionnelle au volume V.  Loi de Gay-Lussac : A pression constante, (transformation isobare) le rapport V/T reste constant pour une masse donnée de gaz parfait. Le volume V est donc proportionnel à la température T absolue.  Loi de Charles : A volume constant (transformation isochore), le rapport P/T reste constant pour une masse donnée de gaz parfait. La pression P est donc proportionnelle à la température T absolue. b-Loi générale des gaz parfaits : Les gaz parfaits obéissent simultanément aux trois lois précédentes (Mariotte, Gay-Lussac et Charles), si leurs conditions d’application sont réunies. Dans tous les cas, le comportement d’un gaz parfait peut être décrit par la loi générale des gaz parfaits : Pour n moles de gaz parfaits de volume V, la température T et la pression P sont telles que: 3-Mélange de gaz parfaits : Soit un mélange de gaz parfaits (nombre total de moles = n), dont le volume total est V et la pression totale P. En admettant que le mélange des gaz parfaits se comporte lui-même comme un gaz parfaits, on peut lui appliquer la loi générale : PV = nRT. Par ailleurs, chaque constituant du mélange (gaz i) peut être caractérisé par sa pression partielle, son volume réduit ou sa fraction molaire.  Pression partielle (Pi) : C’est la pression qu’aurait le gaz (i) s’il occupait seul, le volume total (V) du mélange, à la même température. Si ni est le nombre de moles de (i), on peut appliquer à ce gaz la loi des gaz parfaits : PiV = ni RT (1).  Volume réduit (Vi) : C’est le volume qu’occuperait le gaz (i) s’il était à la pression totale P et on a : PVi = niRT (2)

 Loi de Dalton : La pression d’un mélange de gaz parfaits est la somme des pressions partielles des différents gaz constituant ce mélange : P = Σ(Pi). En combinant les relations (1) et (2), on peut montrer que : P i V i ni = = =X i ( X i étant la fraction molaire du gaz i). P V n  Masse molaire moyenne d’un mélange de gaz parfaits : La masse molaire moyenne (ou apparente) d’un mélange de gaz parfaits peut être définie comme étant le rapport de la masse totale de gaz au nombre total de moles de gaz.  Densité d’un gaz parfait par rapport à l’air : La densité d’un gaz par rapport à l’air, représente le rapport entre la masse volumique de ce gaz et celle de l’air, dans les mêmes conditions de température et de pression. L’air étant constitué en moyenne de 78 % d’azote, 21 % d’oxygène et 1 % d’argon, on peut montrer aisément que la densité par rapport à l’air d’un gaz quelconque s’exprime par : M (gaz) M d= = M (air) 29 4- Les gaz réels : Lorsque les pressions deviennent élevées, le comportement du gaz s’écarte de plus en plus de celui du gaz parfait. La relation PV = nRT ne s’applique plus. D’autres équations semiempiriques seront utilisées.  Facteur de compressibilité : Le facteur de compressibilité Z est défini par : Z = (PV m)/(RT) ; Vm étant le volume molaire du gaz parfait. Lorsque la pression tend vers 0 (comportement d’un gaz parfait), Z = 1. Le facteur de compressibilité est fonction de la pression.