Biomol B Chap 1 Introduction aux solutions PDF

Preview

Summary

cours Biomolécules B ...

Description

Introduction sur les solutions I Définition * Une solution est constituée par une espèce chimique appelée soluté, dissoute dans un liquide appelé solvant. * Une solution aqueuse est une solution dont le solvant est l'eau.

II Grandeurs caractéristiques

1) Solution globale * volume V (L) * masse m (g) * masse volumique ρ = masse d'un litre de solution ρ = m/V (g.L-1) * densité d = ρ/ρeau

ρeau = 1 kg.L-1 = 1000 g.L -1

-1 Si d = 0,986 alors ρ = 0,986*1000 = 986 g.L .

2) Soluté (noté X) * masse de X : mX (g)

* masse molaire du soluté X MX (g.mol-1) MX = Masse d'une mole de soluté X MX = Somme Masses atomiques des éléments (g.mol-1) Rappel : calcul de la masse molaire de MgCl2, 6H2O M (MgCl2, 6H2O) = M (Mg) + 2 M (Cl) + 12 M (H) + 6 M (O) = 24 + 2*35,5 + 12*1 + 6*16 = 203 g.mol-1

* nombre de moles de soluté X dissous : nX (mol) nX = mX / MX La masse et la masse molaire doivent impérativement correspondre à la même formule brute de soluté !! Application : calcul du nombre de moles d’ions OHOn dissout totalement 40 mg de soude NaOH dans 1L d’eau NaOH  Na+ + OHnOH- = nNaOH = mNaOH / MNaOH = 40.10-3 / (23+17) = 10-3 mol

* concentration (molaire) en X : cX (mol.L-1) nombre de moles de X par litre de solution cX = nX / V (mol.L-1 aussi noté M) Les notations avec [] sont réservées aux concentrations finales à l’équilibre * titre massique (ou concentration massique) en X : tX (g.L-1) masse du soluté X par litre de solution tX = mX / V (g.L-1) * fraction massique en X : wX wX = mX / mtotale solution Notion de ppm : partie par million 1 ppm = 1mg de soluté dans 106mg de solvant  1mg de soluté dans 1kg de solvant (1L d’eau) * pourcentage massique en X : %(m/m)X %(m/m)X = mX *100 / mtotale solution

%(m/m)

mX et mtotale solution doivent être dans la même unité On l'utilise en général si X est un solide ou un gaz

* pourcentage volumique en X : %(v/v)X %(v/v)X = vX *100 / vtotal solution vX et vtotal solution

%(v/v)

doivent être dans la même unité

On l'utilise en général si X est un liquide * pourcentage masse sur volume en X : %(m/v)X %(m/v)X = mX *100 / vtotal solution mX doit être en g

%(m/v)

et vtotal solution doit être en mL

Rappel : 1L d'eau pèse 1kg (ou 1mL d'eau pèse 1g)

3) Relations entre grandeurs tX = cX . MX cX = wX . d . ρeau / MX

tX = wX . ρ = wX . d . ρeau

Application : calcul de la concentration d’une solution aqueuse d’acide chlorhydrique HCl à 37% massique, dont la densité vaut 1,18. On donne M = 36,5 g.mol-1. d = 1,18 ρ = d*ρeau = 1180 g.L-1. 1 L de solution pèse 1180 g, donc contient 1180 * 37 / 100 = 436,6 g de soluté HCl, soit nHCl = mHCl / MHCl = 436,6 / 36,5 = 11,96 mol La concentration en HCl est donc de 11,96 mol.L-1. ou c = (37/100)* 1,18 * 1000 / 36,5 = 11,96 mol.L-1

4) Force ionique Force ionique d'une solution = concentration en charges portées par tous les ions présents dans la solution. On note i tous les ions contenus dans la solution FI = 1/2 * ∑ C Z i

i

Avec

2 i

(mol.L-1)

Ci = concentration de l'ion i Zi = charge de l'ion i

Exemple : Calcul de la force ionique d'une solution de sulfate de sodium Na2SO4 de concentration c = 0,1 mol.L-1. Pour connaître les ions en solution, il faut d’abord dissoudre les sels : Na2SO4 (s) → 2 Na+ + SO42EI c 0 0 EF 0 2c c [Na+] = 2c [SO42-] = c

Z (Na+) = +1 Z (SO42-) = -2

FI = 1/2 * ∑ C Z i

i

FI

FI

2 i

(mol.L-1)

= 1/2 * {[Na+]*(Z(Na+))2 + [SO42-]*(Z(SO42-))2 } = 1/2 * { 2c .(+1)2 + c . (-2)2 } = 1/2 * {2c + 4c} = 3c = 0,3 mol.L-1

III Préparation de solutions 1) Dilution On part d’une solution mère A, de concentration CA et de volume VA On ajoute un volume d’eau Ve ⇒ On obtient une solution fille B de concentration CB et de volume VB VA

VB

Ve +

A

eau

B

2 équations de conservation : 1) Conservation de la matière : nA = nB ⇔ CA . VA = CB . VB 2) Somme des volumes :

VA + Ve = VB

2) Prélèvement On part d’une solution A de concentration CA et de volume VA On effectue un prélèvement d’un volume VP de cette solution (par exemple avec une pipette).

C A , VA

C A , VP CA

A

A

Le nombre de moles dans le prélèvement (pipette) est : nP = CA . VP

3) Mélange a) Mélange simple (2 solutions du même soluté A)

Solution 1 : concentration C1, volume V1 + Solution 2 : concentration C2, volume V2 → Solution totale T : concentration CT, volume VT

V1

V2

VT

C2

T

+

C1

2 équations de conservation : 1) Somme des nombres de moles en soluté A : nT (A) = n1 (A) + n2 (A) = C1 . V1 + C2 . V2 2) Somme des volumes des solutions : VT = V1 + V2

⇒ CT = nT (A) / VT = (C1 . V1 + C2 . V2) / (V1 + V2)

b) Mélange complexe (différents solutés) Solution 1 d'un composé ionique (ex : NaCl) de concentration C1 , volume V1 + Solution 2 d'un autre composé ionique (ex : CaCl2) de concentration C2 , volume V2 Solution totale T de volume VT = V1 + V2 Question: Donner les ions présents concentrations dans la solution T?

et

leurs

Dissolution des sels : (1) NaCl

→ Na+ + Cl-

n1(Na+) = C1 . V1

(2) CaCl2

et

n1(Cl-) = C1 . V1

→ Ca2+ + 2 Cl-

n2(Ca+) = C2 . V2

et

n2(Cl-) = 2. C2 . V2

On cherche [Na+], [Ca2+] et [Cl-] dans la solution totale :

- Na+ vient seulement de la solution 1 : nT(Na+) = n1(Na+) = C1 . V1 d’où

[Na+] = nT(Na+) / VT = C1 . V1 / (V1 + V2)

- de même, Ca2+ vient uniquement de la solution 2 : nT(Ca2+) = n2(Ca2+) d’où

or n2(Ca2+) = C2 . V2

[Ca2+] = nT(Ca2+) / VT = C2 . V2 / (V1 + V2)

- Cl- apparaît dans les solutions 1 et 2 : nT(Cl-) = n1(Cl-) + n2(Cl-) or n1(Cl-) = C1 . V1 et

n2(Cl-) = 2 . C2 . V2

D'où [Cl-] = nT(Cl-) / VT = (C1 . V1 + 2 . C2 . V2) / (V1 + V2)

IV Equation-bilan de réaction 1) Equilibrer une équation-bilan Principe de Lavoisier : au cours d’une réaction chimique, rien ne se perd et rien ne se crée, tout se transforme, mais tous les atomes se conservent. Pour équilibrer l'équation : aA+bB

→ cC+dD

Déterminer les coefficients stœchiométriques a, b, c et d entiers (ou demi) les plus petits possibles et satisfaisants la conservation des atomes et de la charge électrique globale. Application : équilibrer la réaction : Al2(SO4)3

→ …..Alx + ….SO42-

1) Equilibrer les coefficients stœchiométriques : - conservation Al - conservation S

2 3

2) Equilibrer les charges : réactif neutre donc charge globale des produits = 0 2 x + 3 * (-2) = 0

d'où

x=3

2) Données de l’équation-bilan L’équation indique les proportions dans lesquelles les réactifs réagissent et les produits se forment. Ex :

aA+bB

→ cC+dD

a moles de A réagissent avec b moles de B pour donner c moles de C et d moles de D.

Les coefficients stœchiométriques sont fixés par la réaction, donc les réactifs réagiront toujours dans les mêmes proportions pour former les produits.

On définit alors l'avancement de la réaction (x) :

x = (nA / a) réagi = (nB / b) réagi = (nC / c) formé = (nD / d) formé

Cette relation est toujours valable, quelles que soient les proportions de réactifs introduites.

La réaction peut se passer dès que les réactifs sont présents dans des quantités non nulles. Soit nA la quantité initiale de A et nB celle de B. 2 cas possibles : * Cas 1: Conditions stœchiométriques : nA / a = nB / b Les quantités initiales de réactifs respectent les proportions de l’équation. ⇒ x = nA / a = nB / b

* Cas 2: Conditions non-stœchiométriques : nA / a ≠ nB / b Les quantités initiales de réactifs sont différentes des proportions de l’équation : un réactif est en excès et l’autre en défaut (c'est le réactif limitant). Les quantités de produits formés dépendent du réactif limitant. Si la réaction est totale (équilibre entièrement déplacé vers la droite), lorsque le réactif limitant est entièrement consommé, la réaction s’arrête, il ne se forme plus de produit. Il reste alors une quantité du réactif en excès qui ne sera pas consommée. - si nA/a < nB/b, alors A est le réactif limitant et B en excès

⇒

x = nA / a

- si nA/a > nB/b, alors B est le réactif limitant et A en excès ⇒ x = nB / b

Application :

On considère la réaction totale : A+2B → C+3D Et les conditions initiales : nA = 4 mol,

nB = 6 mol

Quelles sont les quantités présentes à l'état final? Quel est le réactif limitant ?

Avant réaction :

B

A

B

B

Après réaction :

A

B

réaction

C

D

D

D

D D

B A

C

D

D B

D A

C

D

A

Résolution : A l'état initial, nA = 4 mol > nB / 2 = 3 mol donc A est en excès et B est le réactif limitant. B est totalement consommé car les 6 moles de B réagissent avec 3 mol de A. Les quantités de produits C et D formées sont déterminées par la quantité de réactif limitant B. On forme donc 3 moles de C et 9 moles de D. Après réaction, il reste 4-3=1 mole du réactif A en excès.

A+2B → C+3D

Bilan : EI

4

6

0

0

Rn

-3

-2*3

+3 +3*3

EF

1

0

3

9

3) Types de réactions a) Réaction équilibrée Si la réaction est réversible, elle conduit à un équilibre entre les réactifs et les produits. Réactifs

Produits

La réaction s’arrête avant que les réactifs ne soient entièrement consommés, même s’ils sont dans les proportions stœchiométriques. Ex : Réaction d’estérification : C2H5OH + CH3COOH Equation C2H5OH CH3COOH Etat initial 1 1 Etat final 0,33 0,33

CH3COOC2H5 + H2O CH3COOC2H5 0 0,67

H2O 0 0,67

On a bien réaction entre 1 mole d’éthanol et 1 mole d’acide acétique pour former 1 mole d’ester et 1 mole d’eau, mais la réaction inverse se produit aussi jusqu’à un équilibre. Le rendement r de la réaction est : r =

quantité de réactif limitant qui a réagi quantité de réactif limitant initiale

Dans notre cas, r = 0,67/1 = 67%

* Soit la réaction :

aA+bB

cC+dD

avec a, b, c et d les coefficients stœchiométriques respectifs des composés A, B, C et D. La constante d’équilibre Kr de la réaction est : Kr = [C]c . [D]d / ([A]a . [B]b)

Le taux de conversion τΑ d’un réactif A est : τΑ = quantité de A qui a réagi / quantité de A initiale

b) Réaction totale * A la fin de la réaction, le réactif limitant a totalement disparu * Si tous les réactifs sont présents au départ dans les conditions stœchiométriques, à la fin de la réaction, ils sont totalement consommés et il ne reste plus que les produits formés. Réactifs → Produits

* On note :

* La réaction sera considérée comme totale si

Kr > 103...