GENERALITES SUR LES SOLUTIONS AQUEUSES

DEFINITIONS
Solution
. Une solution peut être définie comme un mélange homogène dont les constituants sont divisés et dispersés l'un dans l'autre au niveau moléculaire.

· Une solution est toujours constituée :
d'un solvant (constituant majoritaire) : lorsque le solvant est l'eau la solution est dite aqueuse.

· d'un ou plusieurs solutés :

Les solutés peuvent être :

-un gaz : CO₂ dans les boissons gazeuses, O₂, HCl…
-un liquide : éthanol, …

-un solide : sel.

La concentration massique C_m
C'est le rapport de la masse d’un composé X contenu dans un certain volume de solution divisée par ce volume de cette solution.

La masse m est exprimée en gramme(g)

Le volume V souvent exprimé en litre(l) .

La concentration Cm en gramme par litre(g/l)

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 ?

Concentration molaire d’une solution

On appelle concentration molaire d’une solution la quantité (en moles) de soluté dissout dans un litre de solution.

Soit n le nombre de moles de soluté introduit dans l’eau pour obtenir un volume V de solution, la concentration de la solution obtenue est :

n _: la quantité de matière de A en solution en mole (mol)

V : volume de la solution en litre(l).

C : concentration molaire en môle par litre (mol/l)

Exemple :

Déterminer la concentration d’une eau salée obtenue en dissolvant 0,6g de chlorure de sodium dans l’eau et en complétant le volume a 200 cm³.

On donne les masses molaires atomiques :Na :23 ; Cl :35,5

M_NaCl=23+35,5=58.5 g/mol V=0,2 l

n=0.6/58,5=0,01mol

C= n/V=0,01/0,2=0,05 mol.l^-1

Remarque :

Les chimistes utilisent parfois les adjectifs molaire, decimolaire, centimolaire…pour caractériser des solutions de concentrations 1mol.l^-1,0,1 mol.l^-1,0,01mol.l^-1…

Concentration d’une espèce en solution

La concentration molaire d’une espèce chimique A en solution notée [A] est la quantité de matière de cette espèce présente dans un litre de solution.

n_A : la quantité de matière de A en solution en mole (mol)

V : volume de la solution en litre(l).

[A]: concentration molaire en môle par litre (mol/l)

Exemple : On dissout 0,585 g de NaCl dans 100 ml d’eau. Calculons les concentrations molaires de chaque espèce en solution.

NaCl → Na⁺ +Cl^-

^{1mol 1mol 1mol}

En divisant partout par V, on obtient

[Na+]=[Cl-]=[NaCl] or

Donc [Na+]=[Cl-]= 0,1

PRODUIT IONIQUE DE L’EAU

Dans toute solution aqueuse, le produit des concentrations molaires des ions H₃O⁺ et HO^- à l’état d’équilibre et à une température donnée, est une constante appelée constante d’équilibre d’autoprotolyse de l’eau.

Cette constante notée Ke.

Ke est aussi appelée produit ionique de l’eau.

Ke=[H₃O⁺][HO^-]

Ke est un nombre sans dimension qui dépend de la température.

A 25°C, on a Ke =10^-7.10^-7=10^-14

Le produit ionique Ke étant une grandeur très faible, on lui associe souvent une autre grandeur pKe telle que :

pKe = -logKe

Ainsi à 25°C, pour l’eau, on a Ke=10^-14 d’où

pKe=-log10^-14= 14

DEFINITION ET MESURE DU PH

Toute solution aqueuse contient des ions H₃O^{+ .} Les propriétés acides ou basiques d’une telle solution dépendent de la concentration molaire en ions H₃O⁺. Cette concentration généralement faible, s’exprime en puissances négatives de 10.

Définition : Le pH (potentiel hydrogène) est une grandeur sans unité associée à la concentration des ions H₃O⁺

Par la formule :

pH =-log[H₃O⁺] =10^-pH <=>[H₃O⁺]=10^-pH

[H₃O+] est exprimée en mol.l^-1

Mesure du pH :

On peut utiliser :

-utiliser un pH-mètre

-utiliser le papier pH

-utiliser les indicateurs colorés

pH des solutions aqueuses

Toutes les solutions aqueuses (dans l’eau) sont neutres, acides ou basiques.
a. Une solution neutre est obtenue quand la concentration des ions hydronium est égale à la concentration d’ions hydroxyde :

[H₃O+] = [OH^-]
b. Une solution acide est obtenue quand la concentration des ions hydronium est supérieure la concentration d’ions hydroxyde :

[H₃O+] > [OH^-]
c. Une solution basique est obtenue quand la concentration des ions hydronium est inférieure la concentration d’ions hydroxyde :

[H₃O+] < [OH^-]
. La plupart des concentrations d’ions hydronium sont très faibles (c.-à-d. 4 × 10-8 mol/L ou 0,000 000 04 mol/L) d’où la proposition de potentiel d’hydrogène, l’échelle de pH par Soeren Sorensen.

Le pH est une grandeur qui permet de classer les solutions acides, basiques ou neutres. Une solution aqueuse est :
-Basique si son pH est supérieur à 7

pH>7 <= >[H₃O⁺]<[HO^-]=>pH>1/2pKe

-Acide si son pH est inférieur à 7 : pH<7 <= >[H₃O⁺]>[HO^-]=>pH<1/2pKe

-Neutre si son pH = 7 : pH=7 <=>[H₃O+]=[HO-]=>pH=1/2pKe

-Basique si son pH>7 : pH<7 <= >[H₃O⁺]<[HO^-]=>pH>1/2pKe

Exemple :
Une solution de pH= 3 est une solution acide dont la concentration molaire en ions H₃O⁺ est [H₃O⁺]= 10^-3 mol.L^-1

 Remarques :
Plus le pH est élevé, plus la concentration en ions H₃O⁺ est faible et plus la solution est basique
Plus pH est faible, plus la concentration en ions H₃O⁺ est élevée et plus la solution est acide

ÉQUATIONS DE CONSERVATION

Neutralité électrique d’une solution

Une solution aqueuse ionique a une charge électrique totale nulle : il y a autant de charges positives que de charges négatives.

Par définition, lorsqu’une solution contient des ions A^a+, B^b+,….,X^x-,Y^y- …l’équation qui traduit son électroneutralité s’écrit :

a[A^a+]+ b[B^b+]+…..= x[X^x+]+y[Y^y+]…

Exemple :

Soit l’équation :

Al₂(SO₄)₃ → 2Al³⁺ + 3SO₄^2-

La neutralité permet d’écrire :

3[Al³⁺]=2[SO₄^2-]

·Conservation de la matière

C’est l’équation de la conservation d’un élément ou groupe d’éléments au cours d’une réaction chimique. Elle varie suivant que la réaction est totale ou limitée.

Exemple : Soit l’équation :

NaCl → Na⁺ +Cl^-

La concentration de la solution en NaCl est :

C₀=n₀(NaCl)/V=n₀(Na)=n₀(Cl-)/V

Equation de conservation de la matière (ECM) :

C₀=[Na⁺] = [Cl^-]

EXERCICES

EXERCICE I :

On dissout dans l’eau 8 g du sulfate de cuivre de formule CuSO₄ dans 100 ml d’eau.

1-Ecrire l’équation de dissolution du sulfate de cuivre dans l’eau.

2-Calculer la masse molaire du sulfate de cuivre.

3-Calculer la concentration massique du sulfate de cuivre dans cette solution.

4-Calculer la concentration molaire du sulfate de cuivre dans cette solution.

On donne : Cu :64 ; O :16 ; S :32

EXERCICE II :

On dissout 0,01 mol de chlorure de calcium CaCl₂ dans 250 cm³ d’eau.

1-Determiner la masse de chlorure de calcium nécessaire.

2-La solution précédente est complétée a 500 cm³ avec de l’eau ; on obtient ainsi une solution de pH=7 à 25 °C.

a-Calculer les concentrations molaires des ions ca²⁺ et Cl^-.

b-Vérifier la neutralité électrique de la solution et exprimer par une relation les concentrations molaires [ca²⁺] et [Cl^-].

EXERCICE III:

On dissout une masse m=20g de sulfate aluminium Al₂(SO₄)₃ dans 500 cm³ d’eau.

1-Calculer la concentration molaire de chaque ion en solution.

2- Vérifier la neutralité électrique de la solution et exprimer par une relation les concentrations molaires [Al³⁺] et [SO₄^2-].

On donne les masses molaires atomiques en g.mol^-1 : Al=27. S=32.1 O=16

EXERCICE IV:

1.Le pH du café contenu dans une tasse est de 5,8 à 25 C. Calculer les concentrations molaires des ions H₃O⁺ et OH^-_.

2.A 25°C, un jus de tomate et une eau de lessive ont pour pH 4,1 et 11,2 respectivement. Pour chacune de ces solutions, calculer les concentrations molaires en ions H₃O⁺ et OH^- .

3.Classer, par ordre croissant de leur acidité, les solutions caractérisées à 25 C par :

a-pH=2,8

b-[HO^-]=1,5=1,5.10-3 mol/l

c-[H₃O⁺]=[HO-]

d-[H₃O⁺]=0,045 mol/l

e-pH=8,3

EXERCICE V:

1.On dissout un volume V de chlorure d’hydrogène de concentration 1 mol/l dans l’eau pure, pour obtenir 100 cm³ d’une solution chlorhydrique de concentration 5.10^-2 mol/l. Calculer le volume V.

2.On dissout 4g de cristaux d’hydroxyde de sodium dans 1l d’eau pure.

a-Calculer la concentration de la solution obtenue.

b-Quel volume d’eau pure doit-on ajouter à 5 ml de cette solution pour obtenir une solution de pH =11 à 25 C ?

3-Une solution aqueuse de chlorure d’hydrogène, de concentration C=1.0.10^-2mol/l, a un pH=2 à 25. °C

a-Calculer les concentrations molaires en ions H₃O⁺ et OH^- .

b-Quel volume de chlorure d’hydrogène HCl a-t-il fallu dissoudre dans 500 ml d’eau pour obtenir cette solution, sachant que dans les conditions de l’expérience, le volume molaire est 25 l/mol ?

c-Comparer C et [H₃O⁺].La solution contient-elle des molécules HCl ?

EXERCICE VI :

A 80°C , la valeur de pKe est 12,6.

1-Determiner la valeur du produit ionique de l’eau à 80 °C.

2-En déduire le pH de l’eau pure a cette température.

3-A la même température, une solution aqueuse a un pH=4,3. Calculer la concentration molaire des ions HO^-.

EXERCICE VII:

La réaction entre l’ethanamine (Cb=8,84.10^-2 mol.l^-1, Vb=6 ml) et les ions H₃O⁺ de la solution d’acide chlorhydrique( Ca=10^-1 mol.l^-1,Va=10 ml) a pour équation :

C₂H₅NH₂ + H₃O⁺ → C₂H₅NH₃⁺ + H₂O

La solution obtenue a pour pH la valeur 1,5.

1.Identifier les espèces chimiques en solution

2.Ecrire l’équation de neutralité électrique. En déduire la concentration des ions C₂H₅NH₃⁺

3.Ecrire l’équation de conservation de la matière pour l’élément azote. En déduire la concentration C₂H₅NH₂

CORRIGES

EXERCICE I :

1. CuSO₄ → Cu²⁺ + SO^2-₄

2.M(CuSO4) = 64+32+4x16=160 g/mol

3.C=m/V=8/0,1=80 g/l

4.n=m/M=8/160=0,05 mol

C=n/V=0,05/0,1=0,5 mol/l

EXERCICE II :

1-

M(CaCl₂)=40+2x35,5=111g/mol

m/M=n =>m=nM=0,01x111=1,11 g.

2-

a-

CaCl₂→Ca²⁺ +2Cl^-

1mol 1mol 2mol

C=[CaCl]=0,01/0,250=0,04 mol/l, V=250 cm³

C’V’ =CV =>C’=0,04x250/500=0,02 mol/l

<= >

b- Neutralité électrique de la solution

EXERCICE III:

1-Equation de mise en solution :

Al₂(SO₄)₃ →2Al³⁺ + 3SO₄^2-

1mol. 2mol. 3mol

et

0,058 mol

0,23 mol.l^-1.

0,35 mol.l^-1.

2- La relation d’électroneutralité est : 3[Al³⁺]=2[SO₄^2-]

EXERCICE IV:

1.Calcul des concentrations molaires des ions H₃O⁺ et OH^-_.

[H₃O⁺] =10^-pH =10^-5,8= 1,58.10^-6 mol/l.

Ke=[H₃O⁺][HO^-]=>[HO^-]=ke/[H₃O⁺]=10^-14/1,58.10^-6 =0,63.10^-8 mol/l.

2.

Jus de tomate

[H₃O⁺] =10^-pH =10^-4,1 = 7,94.10^-5 mol/l.

Ke=[H₃O⁺][HO^-]=>[HO^-]=ke/[H₃O⁺]=10^-14/7,94.10^-5 =0,13.10^--9mol/l.

Eau de lessive

[H₃O⁺] =10^-pH =10^-11,2 = 6,31.10^-12 mol/l.

Ke=[H₃O⁺][HO^-]=>[HO^-]=ke/[H₃O⁺]=10^-14/6,31.10^-12 =0,16.10^--2mol/l.

3.

a-pH=2,8

b-[HO^-] =1,5.10^-3 mol/l =>[H₃O⁺]=10^-14/[HO^-]=10^-14/1,5.10^-3=0,67.10^-11 mol/l

=>pH=-(log0,67 +log10^-11)=-(-0,1739-11)=11,17

c-[H₃O⁺] =[HO^-]=>pH=7

d-[H₃O⁺]=0,045 mol/l =>pH=-log0,045=1,34

e-pH=8,3

Classement par ordre d’acidité croissant : b, e, c, a, d

EXERCICE V:

1. Calcul du volume V.

C’V’=CV =>V= C’V’/C=100x5.10^-2/1=5 ml.

2.

a-Calcul de la concentration de la solution obtenue.

NaOH→Na⁺ + HO^-

M(NaOH)=23+16+1=40 g/mol

C=m/V=4/1=4g/l soit 4/40=0,1 mol/l.

b-

c=[Na+]=[HO^-]

[H₃O⁺]=10^-11mol/l =>[HO^-]=10^-14/10^-11=10^-3 mol/l

C’V’=CV =>V’=CV/C’=5.10^-3x0,1/10^-3=0,5 l=500 ml.il faudra ajouter 500-5=495 ml d’eau.

3-

a-Calcul des concentrations molaires en ions H₃O⁺ et OH^- .

[H₃O⁺]=10^-2 mol/l

[HO^-]=10^-14/10^-2=10^-12 mol/l

b-

n=V’/V_m=> V’=nV_m

n=CV=1.0.10^-2x500.10^-3=0,5.10^-2 mol

V’=nV_m=0,5.10^-2x25=12,5. 10^-2 l=125 ml.

c-

C=[H₃O⁺] =>La solution ne contient plus de molécule de HCl.

HCl est entièrement dissociée en solution aqueuse.

EXERCICE VI :

1. pKe=-logKe =>Ke=10^-pKe=10^-12,6=2,51.10^-13=0.251.10^-14.

2. pH=1/2pKe=12,6/2=6,3

3. [HO^-]=Ke/[H₃O⁺]=10^-12,6 /10^-4,3=10^-8,3=5 .10^-9mol/l

EXERCICE VII:

1.Espèces chimiques en solution : C₂H₅NH_2 ; C₂H₅NH₃⁺ ; H₃O⁺ ; HO- ; Cl-

2.Equation de neutralité électrique.

[C₂H₅NH₃⁺] + [H₃O⁺ ] = [HO^-] + [Cl^- ]

Concentration des ions C₂H₅NH₃⁺

[H₃O⁺ ]=10^-pH=10^-1,5=3,16.10^-2 mol.l^-1.

[HO^-]=10^-14/3,16.10^-2=10^-12,5 mol.l^-1.

[Cl-]=CaVa/V=10^-1x10/16=0,0625 mol.l^-1.

[C₂H₅NH₃⁺] = [HO^-] + [Cl^- ] - [H₃O⁺ ] = 10^-12,5 - 6,25.10^-2 - 3,16.10^-2=3,09.10^-2 mol.l^-1.

3.Equation de conservation de la matière pour l’élément azote.

n_initial = n_final+n_reagi

[C₂H₅NH₂ ]V + [C₂H₅NH₃⁺] V=CbVb

Concentration C₂H₅NH₂

[C₂H₅NH₂ ]= CbVb/V – [C₂H₅NH₃⁺] =8,84.10^-2x6/16=3,315.10^-2 - 3,09.10^-2=0,225.10^-2 mol.l^-1.

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