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Chapitre 1 Les solutions aqueuses...

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CHIM301 : Solutions aqueuses

I SOLUTIONS AQUEUSES Objectif de ce chapitre : -

Connaître les phénomènes mis en jeu lors de la mise en solution d’un produit Connaitre le nom des principaux composés inorganiques Savoir comment exprimer une quantité et une teneur Savoir définir un électrolyte fort et un électrolyte faible et les propriétés qui en découlent

1. SOLUTIONS AQUEUSES Définition : Une solution est un mélange homogène d’espèces chimiques différentes. Un mélange homogène constitue une seule phase. Une suspension est un mélange hétérogène d’espèces chimiques différentes constituées par un solvant liquide en grande quantité (eau) et un ou plusieurs composés, appelés solutés, non dissous. Expression de la composition de la solution : Concentration molaire ou molarité du soluté S i (mol.L –1) : Si

n Si

nS i Vsolution

nombre de mole S i

V solution

volume de solution

Concentration massique (g.L –1) CS i

m Si Vsolution

nS i * M S i Vsolution

MS i

masse molaire de Si

2. L'EAU SOLVANT L’eau est un très bon solvant : - Solutés ionisables - Molécules plus ou moins polaires Structure moléculaire de l’eau

La molécule d’eau est polarisée Moment dipolaire µT = 1,85 Debye

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3. PHENOMENES MIS EN JEU LORS DE LA MISE EN SOLUTION Lors de la mise en solution d’un soluté AB dans un solvant trois phénomènes peuvent se produire : L’ionisation : lorsque le solvant modifie la structure du soluté et engendre l’apparition d’une polarité avec la coupure de la liaison et l’apparition d’une paire d’ions : AB soluté

solvant

A+ + B paire d’ions dans le solvant

On parlera de : -

de solvolyse : Réaction ionisation (coupure de la liaison ionique) entre le solvant et le soluté,

-

d’hydrolyse : réaction ionisation entre l’eau et le soluté.

L'eau est un bon solvant car elle possède une constante diélectrique élevée solv : permittivité du solvant solv =83,6 K o : permittivité du vide o

Cela signifie que la force électrostatique entre un anion (ion négatif) et un cation (ion positif) est environ 80 fois plus faible dans l'eau que dans le vide. Diminution des forces électrostatiques  réaction d’ionisation entre eau et soluté La solvatation : Lors de la dissolution, les espèces dissoutes vont s’entourées par des molécules de solvant. Hydratation : Les molécules ou les ions s’entourent de molécules de d’eau Pouvoir dispersant : la solvatation et l’ionisation entraînent une dispersion importante des ions dans le solvant. 4. RAPPELS SUR LES COMPOSES IONIQUES

Les composés ioniques ou sels sont constitués de cations et d'anions formant un produit sans charge nette. A l’état pur, ce sont en général des cristaux solides à point de fusion relativement élevé. Les composés ioniques ou sels sont formés par réaction entre : • • • •

Une base et un acide : Un métal et un acide : Une base et un anhydride acide : Un acide et un anhydride basique :

NH3 + HCl → NH4Cl Mg + H2SO 4 → MgSO 4 + H2 2 NaOH + Cl2O → 2 NaClO + H2O 2 HNO3 + Na 2O → 2 NaNO3 + H2O

Rappel sur la nomenclature des sels : pour nommer un composé ionique on donne le nom de l’anion suivi de la préposition ‘de’, puis du nom du cation (voir tutorial règle de nomenclature des composés inorganique). KCl : Na2SO 4 : NH 4NO3 : FeCl 2 : FeCl 3 : 2

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Certains composés ioniques forment des cristaux incorporant un nombre défini de molécule d’eau. Ce sont des hydrates. On nomme les hydrates en ajoutant l’adjectif hydraté précédé du préfixe grec qui indique le nombre de molécules d’eau : CuSO 4, 5 H2O : sulfate de cuivre(II) pentahydraté ou sulfate cuivrique pentahydraté NiCl 2, 2 H2 O : chlorure de nickel dihydraté 5. CONDUCTIVITE DES IONS EN SOLUTION AQUEUSE Une solution peut être caractérisée par sa conductivité électrique Electrolyte : Composé qui accroît la conductivité de la solution (espèce qui se ionise au contact du solvant) Solution électrolytique : Solution constituée d’ions a. Mobilité d'un ion Sous l'action du champ électrique, les ions vont se déplacer et atteindre rapidement une vitesse proportionnelle au vecteur champ électrique. : Chaque ion est soumis à - une force électrostatique f e

E : champ électrique q: charge de l’ion

qE

- une force de freinage visqueux f f

v : la vitesse de l'ion k : constante dépendant du milieu dans lequel évolue l'ion (k>0)

kv

La force résultante sera :

m

qE kv

pour un régime permanent:

m

qE kv = 0

m : masse accélération q : charge soit

v

q E k

La vitesse et le champ sont de même sens pour q positif, et de sens contraire pour q négatif. On pose par définition que la mobilité

de l'ion sera :

q k

b. Conductivité d'une solution Soit un cation A i de charge qi , de mobilité i et de concentration Ci. On peut considérer que pour le cation Ai, : F qi i C i i avec F : constante de Faraday La conductivité de la solution sera : F ∑ qi i C i i exprimée en S.m–1 La contribution des ions négatifs s'ajoute à celle des ions positifs. Elle ne se retranche pas. Remarque : attention à l’unité de la concentration dans cette expression (mol/m3) 3

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Mesure : La conductivité d’une solution aqueuse est mesurée physiquement par la conductance G de la solution : conductivité électrolytique (S m -1) G : conductance de la solution (S ou -1 l 1 l 1 R : résistance de la solution ( = K χ=G l : distance entre deux plaques d’électrodes (m) s Rs R s : surface des électrodes (m 2) l K : constante de la cellule (m-1), K s Elle est mesurée à partir d’un conductimètre équipé d’une électrode de mesure (électrode double recouverte de noir de platine). La détermination de la conductivité se fait en deux étapes : - Etalonnage du conductimètre à partir d’une solution de conductivité connue (généralement une solution de KCl étalon). - Mesure de la solution à analyser. La conductivité d’une solution dépend du nombre d’ions présents et on définit pour les espèces ioniques une conductivité molaire m: 2 -1 m : conductivité molaire (S m mol ) mC C : concentration en électrolyte (ici mol m-3). Selon le type de substances dissoutes dans le solvant, on distingue :  Les électrolytes forts  Les électrolytes faibles

 Lorsque l'électrolyte est fort, la dissociation est totale : H 2O

AB

A+aq + B-aq

La conductivité est définie par la relation de Kohlrausch : o m : Conductivité molaire limite mesurée pour une dilution infinie. o C m m (Kappa) : constante qui dépend de la stœchiométrie de l’électrolyte (MA ou MA2 ). o m

On peut exprimer o m

o i i

j

o j

sous forme d’une contribution des ions individuels i et j : nombre de cations et d’anions dans la formule d’électrolyte o i

et

o j

: Conductivité molaire ionique limite des cations et des anions.

Pour une solution diluée (C < 10–2 mol.L–1) :

c

o m

m

m

(

i

o m

C

o i

j

o j

)C

Lorsque la solution contient plusieurs solutés : ∑ m i Ci i 0

Ou

∑C

n

o n

avec C n : concentration en ion

Cn

i

C i ou C n

j

Cj

n

Application 1 : Calculer la conductivité d’une solution aqueuse de chlorure de sodium à 10-3 mol/L. ( °Na + = 5,01 mS m2 mol -1 ; °Cl- = 7,63 mS m 2 mol-1 ) Application 2 : Calculer la conductivité d’une eau du robinet contenant 72 mg/L de calcium, 38 mg/L de magnésium et 410 mg/L de bicarbonate. 4

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°Ca2+ = 11,90 mS m 2 mol -1 ; ° Mg 2+ = 10,6 mS m 2 mol-1 ; °HCO3- = 4,45 mS m2 mol -1 Ca = 40 g mol -1 ; Mg = 24,3 g mol -1 ; H = 1 g mol-1 ; O = 16 g mol-1 ; C = 12 g mol -1  Lorsque l’électrolyte est faible : On observe un équilibre de dissociation des solutés dans un solvant : ABaq A+aq + B -aq On définit un coefficient de dissociation . = 1 pour les électrolytes forts = 0 pour les molécules non dissociées 0 ...