1727369756473 CHAPITRE I GENERALITES

ECOLE NATIONALE POLYTECHNIQUE
Département des Classes Préparatoires
Année universitaire 2020/2021
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Chapitre I : Généralités
I. Introduction
La chimie des solutions englobe un grand nombre de thèmes dont l'intérêt est le
plus souvent le dosage d'un composé en milieu liquide. On s'intéressera dans le
cadre de ce cours uniquement aux solutions aqueuses.
Les méthodes classiques de dosages employées dans cette partie de la chimie sont
la pH-métrie, la complexométrie et l'oxydoréduction.
Ces techniques de dosage ont l'avantage d'être faciles et rapides à mettre en œuvre.
Le matériel nécessaire à leur réalisation est d'un point de vue économique
abordable. Outre l'aspect pédagogique, elles sont couramment employées dans
l'industrie pour des contrôles de routine tels que la vérification de la concentration.
II. Définitions utiles en chimie des solutions
1. Solution : est définie comme un mélange homogène dont les constituants
sont dispersés l'un dans l'autre au niveau moléculaire. Une solution est
toujours constituée : ✓ d'un solvant (constituant majoritaire), ✓ d'un ou
plusieurs solutés. Les solutés peuvent être : • un gaz (CO2 dans les
boissons gazeuses, O2, HCl,…), • un liquide : éthanol, … • un solide : sel.
2. Concentration d’une espèce en solution
Soit un composé présent dans une solution, on peut définir la composition
de la solution en en utilisant différentes relations :
2.1. La concentration molaire ou molarité « CM » ou M: c’est le nombre
de mole de soluté (n) par unité de volume de solution.
Exemple : Ainsi une solution de sulfate de sodium 0,2 M contient 0,2 mol de
sulfate de formule dans un litre ; on dit qu'il s'agit d'une solution à 0,2
mol.L-1 ou encore 0,2 fois molaire.

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2.2. La molalité (M) : elle exprime la quantité de soluté contenue dans un
kg de solvant. Cette unité de concentration n'est que très rarement
utilisée.
2.3. La concentration massique « Cm » ou titre de la solution (T) : c’est
le nombre de gramme de soluté (m) par litre de solution. (unité eqg.L-1)
Exemple
On dissout 5 g de sulfate de cuivre (CuSO4) dans 400 mL d’eau. Quelle est alors
la concentration massique du sulfate de cuivre ?
On a :
m(CuSO4) = 5g, V= 400 mL
2.4. La concentration normale (Normalité (N) : c’est le nombre
d’équivalents- grammes du soluté (un acide, une base, un réducteur ou
un oxydant) contenu dans 1l de solution.
La normalité est liée à la molarité par l’équation : N = CM x k
N : normalité ; CM : molarité ;
Signification de k :
d) Dans le cas d’un acide : k est le nombre de protons H+ mis en jeu.
Exemple; HCl (k=1); H2SO4 (k=2); H3PO4 (k=3).
b) Dans le cas d’une base : k est le nombre des ions OH- mis en jeu.
Exemple NaOH (k=1) ; Ca(OH)2 (k=2).
c) Dans le cas des sels : k est le nombre de cations métalliques multiplié par la
valence de ce métal. Exemple : Na2SO4 (k=2 × (+1)=2)
d) Dans le cas des réactions d’oxydo-réduction, k est le nombre d’électrons
cédés ou captés.

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Exemple : KMnO4 k =5, KmnO4 + 5e = Mn2+ + …………
Cette unité de concentration est largement utilisée.
2.5. Pourcentages massique, volumique
Exemple : Soit une solution ammoniacale de densité 0,910 et de concentration
C=12,8 mol/L en NH3. Calculer la fraction massique en eau et NH3.
La densité de la solution est égale à 0,910 donc un litre de solution
pèse 910 g.
Aussi, 1L de solution comprend : n(NH3)=12,8 mol de NH3
Par conséquent :
Donc on a 24 % de NH3 et 76 % de H2O (en masse)
2.6. La fraction molaire : La fraction molaire d’un composant d’une
solution est le nombre de moles de ce composant rapporté au nombre
total de moles de la solution. Son symbole est X.
Soit n1 le nombre de moles de soluté et le n2 nombre de moles de solvant.
Dans ce cas, la fraction molaire du soluté sera :
De même, la fraction molaire du solvant sera :
Avec X1+X2 = 1

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Remarque : Cette notion peut être généralisée à des solutions contenant plusieurs
solutés. Il est à noter que la somme des fractions molaires de tous les constituants
d’un système est égale à l’unité.
La fraction molaire est peu utilisée pour exprimer les concentrations des solutés
dans des solutions diluées. Néanmoins, elle sert pour exprimer la composition
des mélanges.
Exemple :
Calculer la fraction molaire de la glycine dans une solution aqueuse de molalité
14 mol/kg.
D’après l’expression de la molalité on peut dire qu’un kilogramme d’eau
contient 14 mol de glycine.
On calcule d’abord la quantité de matière d’eau contenue dans un kilogramme :
III. Calcul d’incertitudes
Il n'est pas possible de mesurer une grandeur physique, chimique, biologique...
qui soit totalement exempte d'erreurs ou d'incertitudes. Néanmoins, tout résultat
présente un intérêt à condition qu'il soit exprimé avec ses limites d'incertitude.
1. Incertitude absolue :
1.1. Cas d’une mesure directe :
Soit une une grandeur X directement mesurable (à l’aide d’instruments
de mesure), on définit l’incertitude absolue sur X comme suit :
∆ X = ∆X Sys + ∆ X acc,

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telle que :
∆X Sys : Incertitude systématique due aux instruments utilisés (à lire
directement sur le matériel).
∆ X acc : Incertitude liée aux erreurs commises par le manipulateur
∆ X acc = Max ǀ Xmoyen – Xi ǀ
Exemple : A calculer l’incertitude sur la concentration de 10mL d’une solution de
HCl dosée par du NaOH 0,1 N.
Essai
1
2
3
4
V NaOH (mL)
10,3
12,9
10,2
10,4
On donne : ΔVfiole = 0,05 mL; ΔVPipette = 0,02 mL; ΔV burette = 0,01 mL
On calcule Vmoy(NaOH) = 10,3 mL ; au point d’équivalence on a :
neqg Acide = neqg Base → NAVA = NBVB donc NA = NBVB / VA ; puisque HCl et NaOH
sont respectivement un monoacide et une monobase alors on écrit :
CA = CBVB / VA = 0,1 x 10,3 /10 = 0,103 mol.L-1 ; CA = ?
Sachant que : CA / CA = CB / CB + VB / VB + VA / VA, on a :
VAsys = ΔVPipette = 0,02 mL ; VA acc = 0 mL
VBsys = ΔV burette = 0,01 mL ; VB acc = Max ǀ VBmoyen – VBi ǀ = 0,1 mL
VB = 0,01 + 0,1 = 0,11 mL
On considère que NaOH est une solution étalonnée (sa concentration est
connue avec exactitude) donc CB= 0 mol.L-1
CA / CA = 0,11/10,3 + 0,02 / 10 = 0,127 ; CA = 0,001 mol.L-1 donc:
CA = (0,103 + 0,001) mol.L-1
1.2. Cas d’une mesure indirecte :
Une mesure indirecte est toute grandeur calculée à partir d’une équation
contenant des grandeurs mesurées directement avec des instruments.