Chap 8- Généralités sur les solutions aqueuses

# Chap 8- Généralités sur les solutions aqueuses ## L’eau : structure de la molécule d’eau, pouvoir solvant, ### Introduction L'eau, de formule chimique \(H_2O\), est la molécule la plus abondante sur Terre et est essentielle à toute forme de vie. Ses propriétés uniques sont directement liées à sa structure moléculaire. Dans ce chapitre, nous allons explorer la composition et la forme de la molécule d'eau, comprendre pourquoi elle est qualifiée de "polaire" et découvrir son rôle fondamental de solvant. ### Concepts Clés #### 1. Structure de la Molécule d'Eau ##### a. Composition * La molécule d'eau est composée de deux atomes d'hydrogène (H) et d'un atome d'oxygène (O). * Les atomes sont liés entre eux par des **liaisons covalentes**, où ils partagent des électrons. L'oxygène est lié à chaque hydrogène par une liaison covalente simple. ##### b. Géométrie * L'atome d'oxygène possède deux doublets d'électrons liants (avec les hydrogènes) et deux doublets d'électrons non liants. * Ces quatre doublets se repoussent, adoptant une géométrie tétraédrique autour de l'oxygène. * Cependant, en raison des doublets non liants qui prennent plus de place, la molécule d'eau a une **géométrie coudée**. * L'angle entre les deux liaisons O-H est d'environ \(104,5^\circ\). ##### c. Polarité des Liaisons O-H * L'**électronégativité** est la capacité d'un atome à attirer les électrons partagés dans une liaison covalente. * L'oxygène est beaucoup plus électronégatif que l'hydrogène. * Par conséquent, les électrons des liaisons O-H sont plus fortement attirés vers l'oxygène. * Cela crée des **charges partielles** : l'oxygène porte une charge partielle négative (\(\delta^-\/\)) et chaque hydrogène porte une charge partielle positive (\(\delta^+\/\)). ##### d. Polarité de la Molécule d'Eau * En raison de sa géométrie coudée et des liaisons O-H polaires, la molécule d'eau est une **molécule polaire**. * Le centre de gravité des charges positives ne coïncide pas avec celui des charges négatives. * Cela signifie que la molécule d'eau possède un pôle positif et un pôle négatif, un peu comme un petit aimant. #### 2. Les Liaisons Hydrogène * La polarité de l'eau permet la formation de **liaisons hydrogène**. * Une liaison hydrogène est une attraction électrostatique faible entre un atome d'hydrogène (porteur d'une charge \(\delta^+\/\)) d'une molécule et un atome très électronégatif (comme O, N ou F) d'une autre molécule (porteur d'une charge \(\delta^-\/\)). * Ces liaisons sont responsables de nombreuses propriétés particulières de l'eau, comme son point d'ébullition élevé ou sa tension superficielle. #### 3. Le Pouvoir Solvant de l'Eau ##### a. Définition * Un **solvant** est une substance (généralement liquide) capable de dissoudre d'autres substances, appelées **solutés**, pour former une **solution**. * L'eau est souvent appelée le "solvant universel" en raison de sa capacité à dissoudre un grand nombre de substances. ##### b. Dissolution des Composés Ioniques * Les composés ioniques (comme le sel de table, \(NaCl\)) sont constitués d'ions positifs (cations) et d'ions négatifs (anions). * Lorsque le sel est mis dans l'eau, les molécules d'eau (avec leurs pôles \(\delta^+\/\) et \(\delta^-\/\)) entourent les ions. * Les pôles positifs de l'eau attirent les ions négatifs (\(Cl^-\/\)) et les pôles négatifs de l'eau attirent les ions positifs (\(Na^+\/\)). * Ce processus s'appelle l'**hydratation des ions**. Il permet de séparer les ions et de les maintenir en solution. ##### c. Dissolution des Composés Moléculaires Polaires * L'eau peut également dissoudre des substances moléculaires polaires (comme le sucre). * Dans ce cas, les molécules d'eau forment des liaisons hydrogène avec les groupes polaires de la molécule de soluté, permettant sa dissolution. ##### d. Non-dissolution des Composés Apolaires * L'eau ne dissout pas les substances **apolaires** (comme l'huile, le pétrole, la plupart des graisses). * Ceci est dû au principe "qui se ressemble s'assemble" : les substances polaires (comme l'eau) ont tendance à interagir avec d'autres substances polaires, tandis que les substances apolaires interagissent avec d'autres substances apolaires. ### Vocabulaire Important * **Molécule polaire** : Molécule dont les charges positives et négatives sont séparées, créant des pôles. * **Molécule apolaire** : Molécule dont les charges positives et négatives sont uniformément réparties. * **Liaison hydrogène** : Attraction intermoléculaire faible entre un H \(\delta^+\/\) et un atome très électronégatif \(\delta^-\/\) (O, N, F). * **Solvant** : Substance qui dissout d'autres substances. * **Soluté** : Substance dissoute dans un solvant. * **Solution** : Mélange homogène de solvant et de soluté. * **Dissolution** : Processus par lequel un soluté se disperse dans un solvant. * **Hydratation** : Processus où les molécules d'eau entourent et stabilisent les ions ou les molécules en solution. * **Électronégativité** : Capacité d'un atome à attirer les électrons d'une liaison. ### Exemples 1. **Le sel de cuisine (chlorure de sodium, \(NaCl\)) dans l'eau** : Le \(NaCl\) est un composé ionique. Dans l'eau, il se dissout car les molécules d'eau hydratent les ions \(Na^+\/\) et \(Cl^-\/\), les séparant et les maintenant en solution. 2. **Le sucre (saccharose)** : Le saccharose est une grosse molécule polaire avec de nombreux groupes -OH. Il se dissout bien dans l'eau car les molécules d'eau peuvent former des liaisons hydrogène avec ces groupes -OH. 3. **L'huile dans l'eau** : L'huile est principalement composée de molécules apolaires. Elle ne se mélange pas avec l'eau et forme des phases séparées car il n'y a pas d'interactions (liaisons hydrogène ou attractions dipôle-ion) significatives entre l'eau et l'huile. 4. **L'eau dans le corps humain** : L'eau est le solvant de la plupart des réactions biochimiques. Elle transporte les nutriments (glucose, sels minéraux) et les déchets (urée) car ces substances sont solubles en elle. ### Exercices 1. Dessinez la molécule d'eau en indiquant les charges partielles (\(\delta^+\/\) et \(\delta^-\/\)). Expliquez en quelques phrases pourquoi l'eau est une molécule polaire. 2. Pourquoi le terme "solvant universel" est-il souvent associé à l'eau ? Est-il scientifiquement exact ? Justifiez votre réponse. 3. Décrivez le processus de dissolution du chlorure de potassium (\(KCl\)), un sel ionique, dans l'eau. Utilisez un schéma pour illustrer l'hydratation des ions \(K^+\/\) et \(Cl^-\/\). 4. Un ami vous dit que l'alcool à friction (isopropanol), dont la formule est \(C_3H_8O\), se mélange très bien à l'eau. Sachant que l'isopropanol contient un groupe -OH, expliquez pourquoi cette observation est logique. ### Devoir à la Maison 1. Recherchez deux exemples de solvants autres que l'eau, un polaire et un apolaire. Donnez un exemple de soluté que chacun dissoudrait bien, et expliquez pourquoi. 2. Expliquez l'importance de l'eau en tant que solvant dans la circulation sanguine pour le transport des gaz (dioxygène, dioxyde de carbone) et des nutriments. 3. Le tétrachlorométhane (\(CCl_4\)) est une molécule tétraédrique où l'atome de carbone est au centre et les quatre atomes de chlore sont autour. Les liaisons C-Cl sont polaires. Pensez-vous que le \(CCl_4\) est une molécule polaire ou apolaire ? Prédiriez-vous qu'elle est soluble dans l'eau ? Justifiez votre réponse. ### Résumé La molécule d'eau (\(H_2O\)) a une **géométrie coudée** et des liaisons O-H polaires, ce qui en fait une **molécule polaire** avec des charges partielles. Cette polarité permet la formation de **liaisons hydrogène** entre les molécules d'eau et avec d'autres substances polaires. L'eau est un excellent **solvant** pour les composés ioniques (par **hydratation** des ions) et les molécules polaires (par formation de liaisons hydrogène). Elle ne dissout pas les substances apolaires. Ces propriétés uniques sont fondamentales pour la vie sur Terre. ## Les solutions aqueuses ioniques : Rôle du solvant et effet thermique de la dissolution. ### Introduction Bienvenue à ce chapitre sur les solutions aqueuses ioniques ! Dans la vie de tous les jours, nous sommes constamment entourés de solutions, qu'il s'agisse de l'eau salée, du sirop de grenadine ou même du sang. En chimie, une solution est un mélange homogène de plusieurs substances. Nous allons nous concentrer sur les solutions aqueuses, où l'eau est le solvant, et plus spécifiquement sur celles qui contiennent des ions. Nous explorerons le rôle essentiel de l'eau dans le processus de dissolution et découvrirons comment ce phénomène peut s'accompagner d'un échange de chaleur avec l'environnement. ### Concepts Clés #### 1. Qu'est-ce qu'une solution aqueuse ionique ? Une **solution aqueuse ionique** est un mélange homogène constitué d'un solvant (l'eau) et d'un soluté (une substance ionique, c'est-à-dire un composé formé d'ions) dissous dans ce solvant. * **Solvant** : La substance majoritaire qui dissout le soluté. Ici, c'est l'eau. Une solution est dite **aqueuse** quand l'eau est le solvant. * **Soluté** : La substance minoritaire qui est dissoute dans le solvant. Pour une solution ionique, le soluté est un composé ionique (par exemple, le chlorure de sodium, NaCl). * **Solution** : Le mélange homogène résultant de la dissolution du soluté dans le solvant. Les composés ioniques sont des solides cristallins formés d'un réseau régulier d'ions positifs (cations) et d'ions négatifs (anions) liés par des forces électrostatiques. #### 2. Le rôle du solvant (l'eau) dans la dissolution des composés ioniques L'eau est un solvant très particulier et très efficace pour les composés ioniques en raison de sa **polarité**. * **La molécule d'eau est polaire** : * La molécule d'eau (\(H_2O\)) est formée d'un atome d'oxygène lié à deux atomes d'hydrogène. * L'oxygène est plus électronégatif que l'hydrogène, ce qui signifie qu'il attire plus fortement les électrons des liaisons O-H. * Cela crée une répartition inégale des charges : l'atome d'oxygène porte une charge partielle négative (\(\delta^-\)), et les atomes d'hydrogène portent des charges partielles positives (\(\delta^+\)). * La forme coudée de la molécule d'eau fait que ces charges partielles ne s'annulent pas, rendant la molécule globalement polaire. * **Le processus de dissolution : Solvatation et dissociation** : 1. **Désolidarisation des ions du cristal** : Lorsque le composé ionique est mis en contact avec l'eau, les molécules d'eau polaires s'approchent du cristal. 2. **Solvatation** : Les molécules d'eau orientent leurs charges partielles de manière à interagir avec les ions du cristal. Les charges \(\delta^+\) de l'eau attirent les anions du cristal, et les charges \(\delta^-\) de l'eau attirent les cations du cristal. Chaque ion est alors entouré (solvaté) par plusieurs molécules d'eau. Cette interaction affaiblit les liaisons ioniques au sein du cristal. 3. **Dissociation** : Les ions, maintenant entourés par les molécules d'eau (on parle d'ions hydratés), se séparent du cristal et se dispersent dans la solution. C'est la dissociation ionique. L'équation générale de la dissolution d'un composé ionique \(M_nA_m\) dans l'eau est : \[ M_nA_m (s) \xrightarrow{eau} n M^{m+} (aq) + m A^{n-} (aq) \] Par exemple, pour le chlorure de sodium (NaCl) : \[ NaCl (s) \xrightarrow{eau} Na^+ (aq) + Cl^- (aq) \] Les notations (s) et (aq) indiquent respectivement l'état solide et l'état aqueux (ions solvatés par l'eau). #### 3. Effet thermique de la dissolution La dissolution d'un soluté dans un solvant est un processus qui peut impliquer des échanges d'énergie thermique avec le milieu extérieur. On distingue deux types de dissolutions en fonction de l'effet thermique : * **Dissolution endothermique** : * La dissolution **absorbe de l'énergie thermique** du milieu extérieur. Par conséquent, la température de la solution diminue. * Exemple : Dissolution du nitrate d'ammonium (\(NH_4NO_3\)) dans l'eau. Utilisé dans les poches de froid instantanées. * **Dissolution exothermique** : * La dissolution **libère de l'énergie thermique** vers le milieu extérieur. Par conséquent, la température de la solution augmente. * Exemple : Dissolution de l'hydroxyde de sodium (soude caustique, \(NaOH\)) ou de l'acide sulfurique (\(H_2SO_4\)) dans l'eau. Il faut prendre des précautions car cela peut provoquer des brûlures. L'énergie mise en jeu lors de la dissolution est la somme de l'énergie nécessaire pour briser les liaisons du soluté et celles du solvant, et de l'énergie libérée lors de la formation des nouvelles liaisons entre le soluté et le solvant (solvatation). ### Vocabulaire * **Solution aqueuse** : Mélange homogène où l'eau est le solvant. * **Solvant** : Substance majoritaire qui dissout le soluté. * **Soluté** : Substance minoritaire qui est dissoute dans le solvant. * **Composé ionique** : Substance solide formée d'ions positifs (cations) et négatifs (anions). * **Polarité (d'une molécule)** : Caractéristique d'une molécule ayant des charges partielles positives et négatives distinctes, comme l'eau. * **Solvatation** : Processus par lequel les molécules du solvant entourent et stabilisent les particules de soluté (ions ou molécules). * **Dissociation ionique** : Séparation d'un composé ionique en ses ions constituants lorsqu'il est dissous dans un solvant polaire comme l'eau. * **Endothermique** : Qui absorbe de la chaleur du milieu extérieur (diminution de la température). * **Exothermique** : Qui libère de la chaleur vers le milieu extérieur (augmentation de la température). ### Exemples 1. **Préparation d'une solution saline** : Lorsque vous mettez du sel de cuisine (chlorure de sodium, \(NaCl\)) dans de l'eau, les molécules d'eau solvatent les ions \(Na^+\) et \(Cl^-\) du cristal de sel, les séparant et les dispersant dans l'eau pour former une solution aqueuse de chlorure de sodium. C'est une dissolution légèrement endothermique. 2. **Poche de froid instantanée** : Ces poches contiennent souvent de l'eau et une poudre, comme du nitrate d'ammonium (\(NH_4NO_3\)). Lorsqu'on rompt la membrane séparant les deux, la dissolution du nitrate d'ammonium dans l'eau est fortement endothermique, ce qui abaisse la température de la poche et la rend froide au toucher. 3. **Nettoyant déboucheur** : Certains déboucheurs de canalisations contiennent de l'hydroxyde de sodium (soude caustique, \(NaOH\)). Sa dissolution dans l'eau est très exothermique, c'est pourquoi il faut faire attention car la solution peut chauffer très fortement, dégageant de la chaleur et pouvant provoquer des brûlures. ### Exercices 1. Définissez ce qu'est une solution aqueuse ionique et donnez un exemple. 2. Expliquez pourquoi la molécule d'eau est considérée comme polaire. Quel est l'impact de cette polarité sur la dissolution des composés ioniques ? 3. Décrivez les étapes du processus de dissolution d'un composé ionique dans l'eau. 4. Écrivez l'équation de dissolution dans l'eau du bromure de potassium solide (\(KBr (s)\)), qui se dissocie en ions \(K^+\) et \(Br^-\). 5. Si, lors de la dissolution d'une substance, vous observez que le bécher devient chaud au toucher, comment qualifieriez-vous cette dissolution (endothermique ou exothermique) ? Justifiez votre réponse. ### Devoir 1. Recherchez trois autres exemples de composés ioniques qui se dissolvent dans l'eau. Pour chaque exemple, écrivez l'équation de dissolution. 2. Expliquez la différence entre une dissolution endothermique et une dissolution exothermique en donnant un exemple concret pour chacune. 3. Imaginez que vous devez préparer une solution concentrée d'une substance dont la dissolution est très exothermique. Quelles précautions de sécurité prendriez-vous et pourquoi ? 4. On a dissous 10 g de sucre dans 100 mL d'eau et 10 g de chlorure de sodium dans 100 mL d'eau. Expliquez la principale différence entre la nature des solutions obtenues. ### Résumé Dans ce chapitre, nous avons exploré les généralités sur les solutions aqueuses ioniques. Nous avons appris que l'eau, grâce à sa polarité, joue un rôle crucial en solvatant et en dissociant les composés ioniques en leurs ions constituants, formant ainsi une solution homogène. Nous avons également vu que la dissolution est un processus énergétique qui peut être endothermique (absorbe la chaleur et refroidit la solution) ou exothermique (libère de la chaleur et chauffe la solution). Comprendre ces principes est fondamental pour la suite de vos études en chimie et pour appréhender de nombreux phénomènes quotidiens. ## Grandeurs caractéristiques d’une solution aqueuse ; électro neutralité ; dilution ### Introduction Bienvenue dans ce chapitre essentiel sur les solutions aqueuses ! Dans la vie de tous les jours comme en chimie, nous rencontrons de nombreuses solutions, comme l'eau salée, le sirop, ou des produits d'entretien. Comprendre comment les décrire, comment leurs composants interagissent et comment les préparer est fondamental. Nous allons explorer les notions de concentration, la règle d'électroneutralité qui régit les solutions ioniques, et la technique très courante de la dilution. ### Concepts Clés #### 1. Qu'est-ce qu'une solution aqueuse ? Une solution est un mélange homogène, c'est-à-dire un mélange dont on ne peut pas distinguer les différents constituants à l'œil nu. Une solution aqueuse est une solution dont le solvant est l'eau. * **Solvant :** C'est le corps qui est majoritaire et qui dissout l'autre corps. Dans une solution aqueuse, le solvant est l'eau. * **Soluté :** C'est le corps qui est dissous dans le solvant. Le soluté peut être solide (sucre), liquide (alcool) ou gazeux (dioxyde de carbone). #### 2. Concentration en masse (ou massique) La concentration en masse (ou massique) d'un soluté dans une solution indique la masse de soluté présente par litre de solution. Elle se note \( C_m \). * **Définition :** La concentration en masse est le rapport de la masse de soluté \( m_{soluté} \) dissous sur le volume de la solution \( V_{solution} \). * **Formule :** \[ C_m = \frac{m_{soluté}}{V_{solution}} \] * **Unités :** * \( m_{soluté} \) s'exprime en grammes (g). * \( V_{solution} \) s'exprime en litres (L). * \( C_m \) s'exprime en grammes par litre (g/L). #### 3. Concentration molaire La concentration molaire (ou concentration en quantité de matière) d'un soluté dans une solution indique la quantité de matière (nombre de moles) de soluté présente par litre de solution. Elle se note \( C \). * **Définition :** La concentration molaire est le rapport de la quantité de matière de soluté \( n_{soluté} \) dissous sur le volume de la solution \( V_{solution} \). * **Formule :** \[ C = \frac{n_{soluté}}{V_{solution}} \] * **Unités :** * \( n_{soluté} \) s'exprime en moles (mol). * \( V_{solution} \) s'exprime en litres (L). * \( C \) s'exprime en moles par litre (mol/L). * **Relation entre concentration massique et molaire :** On sait que \( n = \frac{m}{M} \) où \( M \) est la masse molaire du soluté (en g/mol). On peut donc établir la relation : \[ C = \frac{m_{soluté}}{M_{soluté} \times V_{solution}} = \frac{C_m}{M_{soluté}} \] Donc, \( C_m = C \times M_{soluté} \). #### 4. Électroneutralité d'une solution ionique Une solution ionique est une solution contenant des ions (particules chargées, cations positifs et anions négatifs) dissous dans l'eau. Même si elle contient des charges, une solution ionique est toujours électriquement neutre dans son ensemble. * **Règle d'électroneutralité :** La somme des charges positives est égale à la somme des charges négatives dans la solution. * Pour une solution contenant plusieurs types d'ions, par exemple des cations \( X^{a+} \) et des anions \( Y^{b-} \) et \( Z^{c-} \): \[ a \times [X^{a+}] + b \times [Y^{b-}] = c \times [Z^{c-}] \] où \( [ ] \) représente la concentration molaire de l'ion. * Plus simplement, la somme des concentrations des charges positives est égale à la somme des concentrations des charges négatives. \[ \sum_{cations} |charge \times concentration| = \sum_{anions} |charge \times concentration| \] #### 5. La Dilution La dilution est une opération qui consiste à obtenir une solution moins concentrée (appelée **solution fille**) à partir d'une solution plus concentrée (appelée **solution mère**) en y ajoutant du solvant (généralement de l'eau). * **Principe :** Lors d'une dilution, la quantité de matière de soluté prélevée dans la solution mère reste la même dans la solution fille. Seul le volume de solvant change. * **Formule de la dilution :** Soit \( C_{mère} \) et \( V_{mère} \) la concentration et le volume de la solution mère. Soit \( C_{fille} \) et \( V_{fille} \) la concentration et le volume de la solution fille. \[ C_{mère} \times V_{mère} = C_{fille} \times V_{fille} \] (Cette formule est équivalente à \( n_{mère} = n_{fille} \), puisque \( n = C \times V \)). * **Facteur de dilution (F) :** Le facteur de dilution 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 celui de la solution mère. \[ F = \frac{C_{mère}}{C_{fille}} = \frac{V_{fille}}{V_{mère}} \] Le facteur de dilution est toujours supérieur à 1. Il n'a pas d'unité. ### Vocabulaire * **Solution :** Mélange homogène de plusieurs substances. * **Solvant :** Substance qui dissout le soluté (ex: l'eau). * **Soluté :** Substance dissoute dans le solvant (ex: le sel, le sucre). * **Solution aqueuse :** Solution dont le solvant est l'eau. * **Concentration massique (\( C_m \)) :** Masse de soluté par volume de solution (en g/L). * **Concentration molaire (\( C \)) :** Quantité de matière de soluté par volume de solution (en mol/L). * **Ion :** Atome ou groupe d'atomes ayant perdu ou gagné des électrons, et portant donc une charge électrique. * **Électroneutralité :** Propriété selon laquelle une solution ionique est globalement neutre électriquement. * **Dilution :** Opération consistant à diminuer la concentration d'une solution en ajoutant du solvant. * **Solution mère :** Solution initiale, plus concentrée. * **Solution fille :** Solution obtenue après dilution, moins concentrée. * **Facteur de dilution (\( F \)) :** Rapport des concentrations (ou des volumes) entre la solution mère et la solution fille. ### Exemples #### Exemple 1 : Calcul de concentration massique et molaire On dissout 5,85 g de chlorure de sodium (NaCl) dans de l'eau pour obtenir 250 mL de solution. La masse molaire du NaCl est \( M_{NaCl} = 58,5 \text{ g/mol} \). 1. **Calcul de \( C_m \) :** \( V_{solution} = 250 \text{ mL} = 0,250 \text{ L} \) \( C_m = \frac{m_{NaCl}}{V_{solution}} = \frac{5,85 \text{ g}}{0,250 \text{ L}} = 23,4 \text{ g/L} \) 2. **Calcul de \( C \) :** \( C = \frac{C_m}{M_{NaCl}} = \frac{23,4 \text{ g/L}}{58,5 \text{ g/mol}} = 0,400 \text{ mol/L} \) #### Exemple 2 : Électroneutralité Une solution de chlorure de calcium (\( CaCl_2 \)) a une concentration en ions \( Ca^{2+} \) de \( [Ca^{2+}] = 0,10 \text{ mol/L} \). La dissociation de \( CaCl_2 \) dans l'eau est \( CaCl_2 \rightarrow Ca^{2+} + 2Cl^- \). 1. **Concentration en ions \( Cl^- \) :** Puisque 1 mole de \( CaCl_2 \) donne 1 mole de \( Ca^{2+} \) et 2 moles de \( Cl^- \), alors \( [Cl^-] = 2 \times [Ca^{2+}] = 2 \times 0,10 \text{ mol/L} = 0,20 \text{ mol/L} \). 2. **Vérification de l'électroneutralité :** Charges positives : \( 2 \times [Ca^{2+}] = 2 \times 0,10 = 0,20 \text{ mol/L} \) Charges négatives : \( 1 \times [Cl^-] = 1 \times 0,20 = 0,20 \text{ mol/L} \) La somme des concentrations des charges positives est égale à la somme des concentrations des charges négatives. La solution est électriquement neutre. #### Exemple 3 : Dilution On veut préparer 500 mL d'une solution diluée de sulfate de cuivre (II) à 0,020 mol/L à partir d'une solution mère de concentration 0,10 mol/L. 1. **Calcul du volume de solution mère à prélever (\( V_{mère} \)) :** On utilise la formule de dilution : \( C_{mère} \times V_{mère} = C_{fille} \times V_{fille} \) \( 0,10 \text{ mol/L} \times V_{mère} = 0,020 \text{ mol/L} \times 0,500 \text{ L} \) \( V_{mère} = \frac{0,020 \text{ mol/L} \times 0,500 \text{ L}}{0,10 \text{ mol/L}} = 0,100 \text{ L} = 100 \text{ mL} \) Il faut prélever 100 mL de la solution mère et ajouter de l'eau jusqu'à obtenir 500 mL de solution fille. 2. **Calcul du facteur de dilution (\( F \)) :** \( F = \frac{C_{mère}}{C_{fille}} = \frac{0,10 \text{ mol/L}}{0,020 \text{ mol/L}} = 5 \) Ou \( F = \frac{V_{fille}}{V_{mère}} = \frac{500 \text{ mL}}{100 \text{ mL}} = 5 \) La solution a été diluée 5 fois. ### Exercices 1. Une cuillère à café de sucre (environ 5 g) est dissoute dans 200 mL de café. Calculez la concentration massique du sucre dans le café. 2. On prépare une solution de chlorure de fer (III) (\( FeCl_3 \)) dont la concentration en ions \( Fe^{3+} \) est de 0,050 mol/L. Quelle est la concentration en ions chlorure (\( Cl^- \)) de cette solution ? Justifiez à l'aide de la règle d'électroneutralité. 3. Vous disposez d'une solution concentrée d'acide chlorhydrique à 1,0 mol/L. Vous souhaitez préparer 250 mL d'une solution diluée à 0,10 mol/L. Quel volume de la solution concentrée devez-vous prélever ? ### Devoirs 1. On dissout 10,0 g de sulfate de magnésium (\( MgSO_4 \), \( M = 120,37 \text{ g/mol} \)) dans 500 mL d'eau. On obtient une solution dont le volume final est de 500 mL. * Calculez la concentration massique du sulfate de magnésium en g/L. * Calculez la quantité de matière de \( MgSO_4 \) dissoute. * Calculez la concentration molaire de la solution en mol/L. * Écrivez l'équation de dissolution de \( MgSO_4 \) dans l'eau. En déduire les concentrations molaires des ions \( Mg^{2+} \) et \( SO_4^{2-} \). * Vérifiez l'électroneutralité de la solution. 2. Pour un TP, un élève doit diluer 10 fois une solution de permanganate de potassium (\( KMnO_4 \)) de concentration \( C_{mère} = 5,0 \times 10^{-2} \text{ mol/L} \) pour obtenir 100 mL de solution fille. * Quelle est la concentration de la solution fille ? * Quel volume de solution mère doit-il prélever ? * Décrivez le protocole expérimental de dilution en listant le matériel nécessaire. ### Résumé Ce chapitre nous a permis de comprendre les solutions aqueuses, des mélanges essentiels en chimie. Nous avons appris à caractériser une solution par sa **concentration en masse** (\( C_m = \frac{m_{soluté}}{V_{solution}} \)) et sa **concentration molaire** (\( C = \frac{n_{soluté}}{V_{solution}} \)), ces deux grandeurs étant liées par la masse molaire (\( C_m = C \times M \)). Nous avons également découvert le principe d'**électroneutralité**, qui stipule que la somme des charges positives est égale à la somme des charges négatives dans une solution ionique. Enfin, nous avons maîtrisé la technique de la **dilution**, où la quantité de soluté se conserve (\( C_{mère} \times V_{mère} = C_{fille} \times V_{fille} \)), et avons introduit la notion de **facteur de dilution** (\( F = \frac{C_{mère}}{C_{fille}} \)). Ces concepts sont fondamentaux pour toute étude en chimie des solutions.