Fiche de révision : Chimie des solutions

📋 Plan du Cours

1. Réactions en solution
2. Solution et concentrations fondamentales
3. Osmolarité et pourcentages
4. Masse volumique et densité
5. Normalité des solutions
6. Préparation par dilution

📖 1. Réactions en solution

🔑 Notions clés & Définitions

• Chimie des solutions : S’intéresse à toutes les réactions qui se produisent en solution.

📝 Points essentiels

📌 Les réactions en solution impliquent un échange de particules entre un donneur et un accepteur.

• Les réactions acido-basiques correspondent à des échanges de protons, les réactions d’oxydoréduction à des échanges d’électrons, les réactions de complexation à des échanges de ligands et les réactions de précipitation à des échanges d’ions.

💡 Astuce mémo

P-E-L-I : protons, électrons, ligands, ions

📖 2. Solution et concentrations fondamentales

🔑 Notions clés & Définitions

• Solution : Mélange homogène obtenu par dissolution d’un soluté dans un solvant.

★ À maîtriser

📐 Formule - La concentration massique est donnée par $C_m=\frac{m_{soluté}}{V_{solution}}$ et s’exprime en g.L⁻¹.

📐 Formule - La concentration molaire est donnée par $C=\frac{n}{V}$ et s’exprime en mol.L⁻¹.

📌 Le soluté est l’espèce chimique dissoute et minoritaire, tandis que le solvant est le liquide majoritaire dans lequel le soluté est dissous.

Compléments

• Lorsque le solvant est l’eau, la solution est appelée solution aqueuse.

• La dissolution de 4 g de NaCl dans 250 mL de solution donne une concentration massique de 16 g.L⁻¹ et une concentration molaire de 0,27 mol.L⁻¹, avec une masse molaire de 58,5 g.mol⁻¹.

💡 Astuce mémo

Soluté minoritaire, solvant majoritaire

📖 3. Osmolarité et pourcentages

🔑 Notions clés & Définitions

• Osmolarité : Nombre d’osmoles de particules osmotiquement actives par litre de solution et s’exprime en osm.L⁻¹.

★ À maîtriser

• Pour un soluté dissocié, le nombre d’osmoles est égal au nombre de moles multiplié par le nombre de particules formées.

📐 Formule - Le pourcentage massique est donné par $C(\%)=\frac{m_{soluté}}{m_{soluté}+m_{solvant}}\times100$.

📌 Pour un soluté qui ne se dissocie pas, comme le glucose ou l’urée, le nombre d’osmoles est égal au nombre de moles.

📌 L’osmolarité est toujours supérieure ou égale à la concentration molaire.

Compléments

• Le pourcentage massique-volume correspond à la masse de soluté, en grammes, présente dans 100 mL de solution.

• Une quantité de 1 mmol de NaCl produit 2 mosm, soit 1 mosm de Na⁺ et 1 mosm de Cl⁻.

• Un méthanol à 5 % V/V contient 5 mL de méthanol pour 100 mL de solution.

💡 Astuce mémo

Dissociation → augmentation du nombre de particules → osmolarité accrue

📖 4. Masse volumique et densité

🔑 Notions clés & Définitions

• Masse volumique : Rapport entre la masse de la solution et son volume, exprimé ici en kg.L⁻¹.

★ À maîtriser

• Pour une solution aqueuse, la densité est le rapport de la masse volumique de la solution à celle de l’eau et elle est sans unité.

📌 La concentration massique est le rapport de la masse du soluté au volume de solution, tandis que la masse volumique est le rapport de la masse totale de solution à ce volume.

Compléments

📐 Formule - La masse volumique vérifie $\rho=\frac{m_{solution}}{V_{solution}}$.

• Pour une solution contenant 20 g de NaCl et 100 g d’eau, de masse volumique 1,12 g.cm⁻³, le volume de solution est 107,1 mL et sa molarité est 3,2 mol.L⁻¹.

• Une solution d’acide chlorhydrique de densité 1,175 et de pureté 36 % contient 11,59 moles de HCl par litre, soit une concentration de 11,59 mol.L⁻¹.

💡 Astuce mémo

Concentration massique : masse du soluté ; masse volumique : masse de la solution

📖 5. Normalité des solutions

🔑 Notions clés & Définitions

• Normalité : Nombre d’équivalents-grammes par litre de solution.

★ À maîtriser

📐 Formule - La normalité est donnée par $N=n_{Eq}\times M$.

📌 En acido-basicité, l’équivalent correspond au nombre de H⁺ pour un acide et au nombre de OH⁻ pour une base, tandis qu’en oxydoréduction il correspond au nombre d’électrons échangés.

Compléments

• HCl est un monoacide avec nEq=1 et N=M, tandis que H₂SO₄ est un diacide avec nEq=2 et N=2M.

• Une solution contenant 4,9 g de H₂SO₄ dans 100 mL possède une molarité de 0,5 mol.L⁻¹ et une normalité de 1 N.

• Dans la réaction de réduction du permanganate MnO₄⁻ en milieu acide, une mole de MnO₄⁻ échange 5 moles d’électrons, donc une solution à 0,05 mol.L⁻¹ a une normalité de 0,25 N.

💡 Astuce mémo

Acide : H⁺ ; base : OH⁻ ; redox : électrons

📖 6. Préparation par dilution

🔑 Notions clés & Définitions

• Dilution : Procédé qui diminue la concentration d’une solution sans modifier le nombre de moles de soluté.

★ À maîtriser

📐 Formule - Lors d’une dilution, la conservation des moles s’écrit $C_iV_i=C_fV_f$.

📐 Formule - La dilution de 10 mL de cette solution d’ammoniaque à 200 mL donne un facteur de dilution de $\frac{10}{200}=\frac{1}{20}$ et une concentration finale de 0,54 mol.L⁻¹.

• Pour préparer une solution diluée, on prélève un volume Vi de solution mère de concentration Ci, on l’introduit dans une fiole jaugée, puis on complète avec de l’eau distillée jusqu’au volume Vf.

Compléments

• Pour préparer 200 mL d’H₂SO₄ à 0,25 mol.L⁻¹ à partir d’une solution à 2 mol.L⁻¹, il faut prélever 25 mL de solution concentrée.

• Pour préparer 100 mL de sulfate de cuivre à 0,125 mol.L⁻¹ à partir d’une solution à 0,500 mol.L⁻¹, il faut prélever 25 mL de solution mère.

• Pour préparer 300 mL de NaOH à 0,4 mol.L⁻¹ à partir d’une solution B à 0,8 mol.L⁻¹, il faut prélever 150 mL de B et compléter à 300 mL avec de l’eau.

• Une solution commerciale d’ammoniaque de densité 0,92 et de pureté 20 % contient 10,82 mol.L⁻¹ de NH₃, possède une concentration massique de 184 g.L⁻¹ et une normalité de 10,82 N.

💡 Astuce mémo

Dilution → volume augmente, quantité de soluté inchangée, concentration diminue

📊 Tableaux de synthèse

Types de concentration