DOCUMENT DU THÈME 4

CHIMIE 200 : THÈME 3
Étude des solutions
 Parcours pédagogique
 Notes de cours
 Devoir-NC
 Devoir-UEL
Professeur: René-Yves Hervé
A : PARCOURS PÉDAGOGIQUE
I. RESSOURCES
Notes de cours, questions portant sur l’activité UEL, questions du devoir portant sur les notes
de cours.
Il y a deux ressources «UEL» dans ce thème.
 La ressource UEL nº 3 avec une simulation sur la dissolution.
 La ressource UEL nº 4 avec des exercices sur la concentration et la dilution.
Ces deux ressources sont nécessaires pour répondre aux questions du devoir-uel.
Pour parvenir à la ressource UEL Nº 3, il faut :
a. Cliquer sur le lien ressources UEL Nº 3: la fenêtre de présentation de présentation de la
chimie en solution aqueuse s’ouvre.
b. Cliquer successivement sur «simuler», «dissolution», et «animation».
En observant l’animation, vous comprendrez toutes les étapes microscopiques de la dissolution d’un
solide ionique dans l’eau.
Pour parvenir à la ressource UEL Nº 4, il faut :
a. Cliquer sur le lien ressources UEL Nº 4: la fenêtre de présentation de présentation de la
chimie en solution aqueuse s’ouvre.
b. Cliquer successivement sur «s’exercer», «solution», «concentration», «dilution».
Faire alors des exercices sur la dissolution d’un composé ionique, le calcul des fractions molaires, la
dissolution d’un comprimé d’aspirine, la concentration molaire (molarité), la concentration molaire
massique (titre) et la dilution. Il est recommandé de connaître les questions de l’atelier avant de
commencer la navigation.
Schéma dynamique du thème.
II. TEMPS PRÉVU : 5 HEURES
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III. DÉROULEMENT DES ACTIVITÉS
Réaliser les activités UEL et expédier le devoir.
Répondre aux questions du devoir portant sur les notes de cours et expédier le devoir.
Compléter le schéma dynamique et expédier le devoir.
Répondre aux questions du quiz du thème.
Répondre aux questions du test d’évaluation du thème.
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B : NOTES DE COURS
I. GÉNÉRALITÉS
Une solution est un mélange homogène d'au moins deux substances pures : le soluté et le solvant.
Rappelons que le soluté est la substance qui est en plus petite quantité dans la solution. . Le soluté et le
solvant peuvent être solides, liquides ou gazeux. Les solutions les plus courantes sont celles où le soluté est
solide et le solvant liquide.
Lorsque le liquide est de l'eau on parle de solution aqueuse. Il existe deux sortes de solutions aqueuses :
Les solutions aqueuses qui conduisent le courant électrique (eau salée par exemple) : dans ces solutions
le soluté est un électrolyte (substance ionique), c'est à dire une substance qui contient des IONS. Dans
une solution aqueuse ce sont les ions qui permettent le passage du courant électrique. De telles
solutions seront appelées SOLUTIONS ÉLECTROLYTIQUES ou SOLUTIONS IONIQUES. Il en existe trois
sortes : les acides, les bases et les sels.
Les solutions aqueuses qui ne conduisent pas le courant électrique (eau sucrée ou eau iodée par
exemple) : dans ces solutions le soluté est une substance covalente .Nous avons une solution lorsque
une substance (le soluté) peut se dissoudre dans une autre (le solvant) pour donner une substance
homogène. Il existe donc une affinité entre le soluté et le solvant. Les particules de solutés (molécules
ou ions) s'entourent de molécules de solvant. C'est le phénomène de «solvatation», qui, comme nous
l'avons souligné, est exothermique. D'une façon générale les semblables attirent les semblables. Cela
signifie que les solutés ioniques vont se dissoudre plus facilement dans des solvants polaires, comme
l'eau, alors que les substances covalentes comme l'iode se dissoudront plus facilement dans des solvants
non polaires (le sulfure de carbone par exemple). Il faut souligner cependant que l'eau, le plus
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important des solvants, peut dissoudre également le sucre (substance covalente) et le chlorure de
sodium (substance ionique) .
On expliquera la solubilité du sucre dans l'eau, par les liaisons hydrogène formées entre les molécules de sucre
et d'eau.
Solutions ioniques
Reprenons l'exemple de la solution d'eau salée Le chlorure de sodium est un solide ionique; son cristal est
formé de deux sortes d'ions : les cations Na+ et les anions Cl- , qui sont liés par la force électrostatique . Lorsque
les forces d'attraction seront suffisantes, les ions pourront se séparer et s'entourer de molécules d'eau : c'est
l'hydratation des ions. Les molécules d'eau brisent les liaisons qui réunissent les ions dans le cristal ionique de
chlorure de sodium. En effet pour disloquer le cristal , il faut lui fournir de l'énergie, qui sert à vaincre les forces
de cohésion qui maintiennent les ions dans leur position d'équilibre. La dispersion des ions est donc une
réaction endothermique . Lorsque les ions Na+ + et Cl- sont libres, ils se déplacent parmi les molécules d'eau
et s'entourent de molécules d'eau : c'est l'hydratation des ions. Ce deuxième phénomène est exothermique.
Dans une solution aqueuse les ions sont toujours hydratés (entourés de molécules d'eau). Ce sont des IONS
AQUEUX : Na+(aq) et Cl- (aq).
Solutions covalentes
Les solutions de substances covalentes ne conduisent pas le courant électrique. Le soluté est un substance
covalente . Voyons ce qui se passe lorsqu'on dissout de l'iode dans du sulfure de carbone .Les molécules d'iode
sont entourées par les molécules de sulfure de carbone. Ces dernières détachent les molécules d'iode du cristal
initial et finissent par le détruire complètement. La destruction du cristal initial d'iode est endothermique.
Lorsque l'iode est dissous, chaque molécule d'iode est entourée par plusieurs molécules de sulfure de carbone,
mais elle reste cependant libre de se mouvoir entre ces dernières. On obtient des molécules d'iode solvatées
: I2 (solvaté). La solvatation des molécules d'iode est une réaction exothermique. Rappelons quelques
propriétés importantes des solutions :
• Les particules de soluté sont distribuées uniformément entre les molécules de solvant. On dit
qu'elles sont «solvatées». Avec les solutions aqueuse les particules de solutés sont hydratées.
Ces particules ne sont pas observables au microscope.
• Le soluté ne peut pas être filtré.
• La solution forme un mélange transparent ou coloré.
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On appelle «SOLUBILITÉ» la quantité maximum de soluté, que l'on peut dissoudre dans un volume donnée
de solvant. Pour les solutions aqueuses, on exprime la solubilité en grammes de soluté pour 100 mL d'eau .
Nous verrons dans la suite que 'on peut aussi exprimer cette solubilité en moles de soluté par litre d'eau. La
solubilité est une propriété caractéristique du soluté. Trois facteurs l'influencent :
• La nature du solvant : à 20 °C l'iode (I2) est très peu soluble dans l'eau ; Il se dissout
beaucoup mieux dans l'alcool ;
• La température: lorsque le soluté est solide, habituellement la solubilité augmente, lorsque la
température croît ; lorsque le soluté est GAZEUX, habituellement la solubilité diminue, lorsque
la température croît ;
• La pression : lorsque le soluté est GAZEUX, habituellement une augmentation de pression
entraîne une augmentation de la solubilité.
En considérant cette propriété on a l'habitude de subdiviser les solutions en trois catégories:
• Solution non-saturée si la quantité de soluté dissous est inférieure à la solubilité;
• Solution saturée si la quantité de soluté dissous est égale à la solubilité;
• Solution sursaturée si la quantité de soluté dissous est supérieure à la solubilité.
II. CONCEPT DE LA MOLE
La MOLE est associée à un nombre très important en chimie : LE NOMBRE D'AVOGADRO. Par convention
ce nombre représente le nombre d'atomes contenus dans douze grammes de carbone. En chimie on ne
compte pas les atomes ou les molécules par douzaines, centaines ou milliards; ces quantités sont trop
petites, on les compte en utilisant le nombre d' AVOGADRO (NA = 6,02 x 1023). Lorsqu'on compte des entités
élémentaires par douze, on parle de douzaines. Lorsqu'on compte les entités élémentaires en utilisant le
nombre d'Avogadro, on parlera de mole . Une mole d'entités élémentaires contient un nombre d'entités
élémentaires égal au nombre d' Avogadro (NA) .
Une mole d'atomes contient 6,02 x 1023 atomes.
Une mole de molécules contient 6,02 x 1023 molécules.
Une mole de dollars équivaut à une somme de 6,02 x 1023 dollars.
La masse molaire (M) d'une entité est la masse d'une mole de cette entité. La masse molaire d'atomes d'un
élément est la masse d'une mole d'atomes de cet élément, soit la masse de 6,02 x 1023 atomes. Elle s'exprime
en g. mol -1.
Azote (N): 14,0067 g.mol -1
Chlore (Cl): 35,453 g.mol -1
Hydrogène (H): 1,007 97 g.mol -1
Oxygène (O): 15,999 4 g.mol -1
La masse molaire d'atomes, exprimée en g.mol -1, est pratiquement égale à la masse atomique, exprimée en
u.m.a. . Les symboles des éléments chimiques ont donc tous une double signification :
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• À l'échelle microscopique : masse de l'atome en u.m.a. ;
• À l'échelle macroscopique : masse de la mole d'atomes en grammes .
La masse molaire de molécules est la masse d'une mole de molécules, soit la masse de 6,02 x 1023 molécules.
Pour calculer la masse molaire de molécules , on doit faire la somme des masses molaires d'atomes .
Exemple : Calculer la masse molaire de molécules de l'acide sulfurique (H2SO4). On donne les masses molaires
d'atomes suivantes :
Hydrogène: 1 g.mol -1
Oxygène: 16 g.mol -1
Soufre: 32 g.mol -11
La masse molaire de molécules de l'acide sulfurique est : 1 x 2 32 16 x 4 = 98 g.mol -1
La masse molaire d'atomes de l'hydrogène est voisine de un gramme. Cela signifie que un gramme
d'hydrogène contient 6,02 x 1023 atomes d'hydrogène. L'hydrogène est un élément moléculaire. Sa formule
chimique est H2 . Par conséquent dans deux grammes d'hydrogène il y aura 6,02 x 1023 molécules d'hydrogène
ou encore 12,04 x 1023 atomes d'hydrogène.
Pour calculer le nombre de moles (n), on pourra procéder de deux manières :
• À partir du nombre d'atomes ou de molécules (N) , en le divisant par le nombre d'Avogadro (NA);
• À partir de la masse de la substance (m), en la divisant par la masse molaire (M) .
𝐍𝐨𝐦𝐛𝐫𝐞 𝐝𝐞 𝐩𝐚𝐫𝐭𝐢𝐜𝐮𝐥𝐞𝐬 (𝐧) =
𝐌𝐚𝐬𝐬𝐞 (𝐦) =
𝐦 (𝐦𝐚𝐬𝐬𝐞)
. 𝐍 (𝐍𝐨𝐦𝐛𝐫𝐞 𝐝′ 𝐀𝐯𝐨𝐠𝐚𝐝𝐫𝐨)
𝐌 (𝐌𝐚𝐬𝐬𝐞 𝐦𝐨𝐥𝐚𝐢𝐫𝐞) 𝐚
𝐍 (𝐧𝐨𝐦𝐛𝐫𝐞 𝐝𝐞 𝐩𝐚𝐫𝐭𝐢𝐜𝐮𝐥𝐞𝐬)
. 𝐌 (𝐌𝐚𝐬𝐬𝐞 𝐦𝐨𝐥𝐚𝐢𝐫𝐞)
𝐍𝐚 (𝐍𝐨𝐦𝐛𝐫𝐞 𝐝′ 𝐀𝐯𝐨𝐠𝐚𝐝𝐫𝐨)
𝐍𝐨𝐦𝐛𝐫𝐞 𝐝𝐞 𝐦𝐨𝐥𝐞𝐬 (𝐍) =
𝐍 (𝐧𝐨𝐦𝐛𝐫𝐞 𝐝𝐞 𝐩𝐚𝐫𝐭𝐢𝐜𝐮𝐥𝐞𝐬)
𝐦 (𝐦𝐚𝐬𝐬𝐞)
=
𝐍𝐚 (𝐍𝐨𝐦𝐛𝐫𝐞 𝐝′ 𝐀𝐯𝐨𝐠𝐚𝐝𝐫𝐨) 𝐌 (𝐌𝐚𝐬𝐬𝐞 𝐦𝐨𝐥𝐚𝐢𝐫𝐞)
Ces formules sont très importantes. Elles permettent de calculer le nombre d'entités élémentaires (molécules,
atomes, ions) à partir de la masse de la substance ou de calculer la masse de la substance à partir du nombre
de particules (N) :
Au laboratoire on détermine la formule moléculaire en suivant deux étapes :
• Analyse qualitative de la substance : on trouve ainsi les éléments qui sont présents dans la molécule du
corps ;
• Détermination expérimentale des pourcentages en masse des différents éléments qui sont présents
dans la substance.
EXEMPLE: L'analyse d'une substance montre qu'elle ne contient que du carbone et de l'oxygène. Au
laboratoire on détermine que cette substance contient 27 % de carbone et que sa masse molaire est 44 g.
Quelle est sa formule moléculaire?
On cherche la masse de carbone contenu dans une mole, puis on en déduit le nombre de moles d'atomes de
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carbone dans une mole; de la même façon on cherche la masse d'oxygène contenu dans une mole, puis on en
déduit le nombre de moles d'atomes d'oxygène dans une mole :
𝐦𝐂 =
𝟒𝟒 . 𝟐𝟕
𝟏𝟎𝟎
= 𝟏𝟐 𝐞𝐭 𝐧𝐂 =
𝐦𝐂
𝐌𝐂
𝐦𝐎
𝐦𝐎 = 𝟒𝟒 − 𝟏𝟐 = 𝟑𝟐 𝐞𝐭 𝐧𝐎 =
𝟏𝟐
=
𝐌𝐎
= 𝟏 𝐦𝐨𝐥
𝟏𝟐
𝟑𝟐
=
𝟏𝟔
= 𝟐 𝐦𝐨𝐥
Formule moléculaire: CO2.
III. CONCENTRATIONS
Pour calculer la concentration d'une solution nous devons connaître deux facteurs :
• La quantité de soluté (nombre de moles, masse, nombre d'équivalents-gramme) ;
• Le volume de la solution.
La molarité (C) est la concentration en nombre de moles par litre de solution; elle est donnée par le quotient
du nombre de moles (N) par le volume (V).
Le titre d'une solution (T) est le nombre de grammes par litre de solution ; il se calcule en utilisant la masse
du soluté (g) par le volume de la solution (L) :
Le pourcentage en masse; c'est le nombre de grammes de soluté dans cent grammes de solution ;
mathématiquement il s'exprime en divisant la masse du soluté par la masse de la solution et en multipliant
par cent.
La normalité est la concentration en équivalents grammes par litre de solution. Un équivalent gramme
d’acide ou de base qui correspond à la libération d’un ion H+ ou d’un ion OH- pour une base.
𝐂=
𝐧𝐦𝐨𝐥
𝐕
𝐓=
𝐦𝐒𝐨𝐥𝐮𝐭é
𝐕
𝐏=
𝐦𝐒𝐨𝐥𝐮𝐭é
. 𝟏𝟎𝟎
𝐦𝐒𝐨𝐥𝐮𝐭𝐢𝐨𝐧
𝐍 = 𝐂 . 𝐧𝐇+ (𝐧𝐎𝐇− )
C : molarité (mol/L)
nmol : nombre de moles
T : titre (g/L) mSoluté : masse du soluté (g)
mSolution : masse de la solution
P : pourcentage en masse
N : normalité
nH+ : nombre d’ions H+ qui peuvent être libérés par une molécule d’acide
nOH- : nombre d’ions OH- qui peuvent être libérés par une molécule de base
IV. DILUTION
Lorsqu'on dilue une solution aqueuse on ajoute de l'eau sans modifier la quantité de soluté. Le nombre de
moles de soluté reste constant et le volume varie. D'une façon générale supposons que le volume initial de la
solution soit «VI», et que sa concentration soit «CI». Après addition d'eau le nouveau volume est «VF » et la
nouvelle concentration sera «CF». Comme le nombre de moles est constant, nous pouvons écrire la relation
suivante :
𝐂𝐈 . 𝐕𝐈 = 𝐂𝐅 . 𝐕𝐅
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C : QUESTIONS DU DEVOIR-NC
1) On vous demande d'effectuer les calculs suivants. (5 points)
a) Nombre d'atomes d'oxygène dans 4,68 g d'hydroxyde d'aluminium [Al(OH)3] :
b) Masse en grammes de 100 atomes d'hydrogène :
c) Masse en grammes de 20 moles de molécules d'eau (H2O) :
d) Masse en grammes de 50 molécules d'hydroxyde de sodium (NaOH) :
e) Masse en grammes de 0,25 mole de molécules de sulfate d'aluminium[Al(OH)3] :
2) Calculer le nombre de moles dans les quantités de matières suivantes? (5 points)
a) 80 g de NaOH
b) 9,8 g de H2SO4
c) 450 g de Al2S3
d) 3 672 molécules de NaCl
e) 24 080 atomes de Fe
3) Le schéma ci-dessous représente un diagramme de Venn avec quatre ensembles A, B, et D. (10 points)
A : ensemble des mélanges.
B : ensemble des solutions solides.
C: ensemble des solutions liquides.
D: ensemble des solutions gazeuses
a) Quelles sont les parties qui sont vides. Justifier votre réponse.
b) Quelles substances trouve-t-on dans la partie de l’ensemble A qui ne contient aucun élément
de B, C et D?
c) Situer par rapport au diagramme de Venn les substances suivantes : eau salée, air, laiton, HCl
(aq), NaOH (aq), NaCl (s), Pt(s).
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4) Calculer les CONCENTRATIONS MOLAIRES et les NORMALITÉS des solutions définies dans par les énoncés
suivants. (10 points)
a) Elle renferme 0,2 mole de NaOH dans 200 mL de solution.
b) Elle renferme 8 g de NaOH dans 100 mL de solution
c) Elle renferme 39,2 g de H2SO4 dans 100 mL de solution
d) Elle renferme 3 moles de HCl dans 300 mL de solution
e) Elle renferme 12,04 . 1023 molécules de KOH dans 0,2 L de solution.
5) Une solution aqueuse de chlorure de sodium est telle que la masse du solvant est vingt fois plus grande que
celle du soluté. Dans les conditions de l'expérience la masse volumique du sel est de 2,165 g/cm3. On supposera
que la diminution de volume au cours de la dissolution est le dixième du volume initial du solvant. (6 points)
a) Quelle est la.titre de la solution (g/ L)?
b) Quelle est la.concentration molaire de la solution (mol/ L)?
c) Quelle est la molalité de la solution (mol/ L de solvant)?
6) Quelle masse de NaOH (s) sera nécessaire pour préparer 600 mL d'une solution de soude [NaOH (aq)] ayant
une concentration de 5,6 g/L? Comment allez-vous procéder au laboratoire pour préparer cette solution? (5
points)
7) On vous fournit une solution d'acide chlorhydrique (HCl) ayant une molarité de 2 mol/L. (5 points)
a) Quel volume de cette solution sera nécessaire pour préparer 900 mL d'une solution d'acide
chlorhydrique (HCl) ayant une molarité de 1,2 mol/L?
b) Comment allez-vous procéder pour préparer ces 800 mL de solution?
8) Deux litres d'une solution d'hydroxyde de sodium (NaOH) contiennent 1,6 g de soluté. On prend 250 mL de
cette solution et on dilue jusqu'à ce que le volume final soit de 500 mL. Quelle est la concentration de la solution
obtenue? (5 points)
9) On vous fournit une solution d'acide sulfurique (H2SO4) ayant une molarité de 1,6 mol/L.
(5 points)
a) Quel volume de cette solution sera nécessaire pour préparer 1 L d'une solution d'acide
sulfurique (H2SO4) ayant une molarité de 1,2 mol/L?
b) Comment allez-vous procéder pour préparer ces 500 mL de solution d'acide sulfurique (0.2
mol/L) ?
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10) Dans 300 mL d'une solution d'acide sulfurique (H2SO4), la masse du soluté dissous est de 58,8 g. On prélève
100 mL de cette solution et on ajoute de l'eau distillée jusqu'à ce que le volume final soit de 500 mL. Soit «S1»
cette solution. On prend 20 mL de la solution «S1» et on les dilue pour obtenir 100 mL d'une nouvelle solution
«S2». (5 points)
a) Quelle est la concentration molaire de la solution «S1»?
b) Quelle est la normalité de la solution «S1»?
c) Quelle est la concentration molaire de la solution «S2»?
d) Quelle est la normalité de la solution «S2»?
11 Vous travaillez dans un laboratoire durant les vacances. On vous fournit une solution d'acide chlorhydrique
(HCl) ayant une molarité de 1 mol/L. On vous demande de préparer deux solutions:
• Solution 1: 50 mL de solution d'acide chlorhydrique de concentration 0,2 mol/L
• Solution 2:100 mL de solution d'acide chlorhydrique de concentration 0,5 mol/L
Comment allez-vous procéder? (5 points)
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D : QUESTIONS DU DEVOIR-UEL
I.Questions se rapportant à la simulation
ON SUPPOSERA QUE LE SOLIDE IONIQUE EST DU CHLORURE DE SODIUM
1) Nommer le cation et l’anion dans le solide ionique? Quel est le système cristallin du solide ionique. (5
points)
2) Quelles sont les forces qui maintiennent les ions dans les positions qu’ils occupent dans la maille
élémentaire? Que deviennent ces forces quand les ions sont au contact des molécules d’eau? (5 points)
3) Quelle est la particularité électrique de la molécule d’eau? Pourquoi les molécules d’eau peuventelles arracher les ions du solide ionique? (5 points)
4) Comment les molécules d’eau doivent-elles s’orienter pour arracher les cations du solide ionique?
Que se passe-t-il alors quand un cation a réussi à attirer plusieurs molécules d’eau? Représenter par un
schéma la situation obtenue. Comment appelle-t-on l’ion obtenu? (7.5 points)
5) Comment les molécules d’eau doivent-elles s’orienter pour arracher les anions du solide ionique?
Que se passe-t-il alors quand un anion a réussi à attirer plusieurs molécules d’eau? Représenter par un
schéma la situation obtenue. Comment appelle-t-on l’ion obtenu? (7.5 points).
II. Autres questions sur les solutions
6) Résumer en deux ou trois lignes le protocole permettant de préparer 50 mL d’une solution de [
K2Cr2O7 (aq)] à 0,08 mol/L. (5 points)
7) Quelle est la masse de K2Cr2O7 contenue dans 60 mL de votre solution à 0,08 mol/L? (5 points).
8) Comment allez-vous procéder pour préparer 50 mL d'une solution de K2Cr2O7 ayant une
concentration de 2 g/L. (5 points)
9) Résumer en deux ou trois lignes le protocole permettant de préparer 100 mL d’une solution de [
K2Cr2O7 (aq)] à 0,05 mol/L à partir d’une solution de [ K2Cr2O7 (aq)] dont la concentration est 0,08
mol/L. (5 points)
10) Comment allez-vous procéder pour préparer 100 mL d'une solution de K2Cr2O7 ayant une
concentration de 15 g/L à partir d’une solution étalon ayant une concentration de 20 g/L. (5 points)
11) Quels sont les ions présents dans les solutions que vous avez préparées? (5 points)
12) Écrire l'équation de dissociation ionique qui traduit le phénomène qui se produit quand vous dissolvez
le K2Cr2O7 (s) pour préparer la solution de [ K2Cr2O7 (aq)] ? (5 points).
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