Fiche de révision : Solutions et propriétés physico-chimiques

📋 Plan du Cours

1. Définition des solutions
2. Concentrations des solutions
3. Osmolarité et normalité
4. Gaz parfaits et pression partielle
5. Conduction et force ionique
6. Dilution des solutions
7. Solutions idéales
8. Évaporation et tension de vapeur
9. Ébullition et humidité
10. Lois colligatives
11. Osmose et pression osmotique
12. Osmose inverse et dialyse
13. Solutions non idéales
14. Applications et exercices

📖 1. Définition des solutions

🔑 Notions clés & Définitions

• Solution : Mélange homogène constitué de plusieurs corps purs miscibles, dont un solvant largement majoritaire et un ou plusieurs solutés minoritaires.

★ À maîtriser

📌 Le solvant est le composé très largement majoritaire et il ne peut y en avoir qu’un seul, tandis que les solutés sont minoritaires et peuvent être des gaz, des liquides ou des solides.

Compléments

• L’acier est une solution solide formée de fer et de carbone intimement mélangés et rendus indissociables.

💡 Astuce mémo

Solution homogène ≠ microémulsion hétérogène

📖 2. Concentrations des solutions

🔑 Notions clés & Définitions

• Concentration : Proportion d’un soluté dans une solution.

★ À maîtriser

📐 Formule — La fraction massique vérifie $X_i = \frac{m_i}{m_{solution}}$ et peut être exprimée en pourcentage massique.

📐 Formule — La molarité vérifie $c = \frac{n}{V}$ et s’exprime en mol·L⁻¹.

Compléments

📐 Formule — La fraction volumique vérifie $X_i = \frac{V_i}{V_{solution}}$.

• Une partie par million correspond à un milligramme par kilogramme, car l’écart entre les milligrammes et les kilogrammes est d’un facteur un million.

📖 3. Osmolarité et normalité

🔑 Notions clés & Définitions

• Osmolarité : Concentration globale en solutés obtenue en additionnant les moles de toutes les particules présentes dans un volume de solution, quelle que soit leur nature.
• Normalité : Concentration équivalente fondée sur le nombre de charges ou d’électrons concernés, mais cette notion historique est imprécise et tend à disparaître.

★ À maîtriser

📐 Formule — La fraction molaire vérifie $x_i = \frac{n_i}{n_{total}}$ ; multipliée par 100, elle donne le pourcentage molaire, et multipliée par 1 000 000, elle donne les ppm molaires.

• L’osmolarité ou l’osmolalité est obtenue en multipliant respectivement la molarité ou la molalité par le facteur de Van’t Hoff.

Compléments

• La dissociation totale de MgCl₂ produit Mg²⁺ et 2 Cl⁻, soit trois particules osmotiquement actives par unité de MgCl₂.

📖 4. Gaz parfaits et pression partielle

🔑 Notions clés & Définitions

• Zéro absolu : Lord Kelvin — Température minimale théorique, égale à environ −273 °C.

📝 Points essentiels

📐 Formule — La loi des gaz parfaits vérifie $PV = nRT$, avec $R = 8{,}314\ \mathrm{J\,K^{-1}\,mol^{-1}}$.

• À même volume, température et pression, Avogadro établit que tous les gaz contiennent la même quantité de particules. — Avagadro, 1811

📐 Formule — La pression partielle d’un constituant d’un mélange gazeux vérifie $P_i = x_i P_{total}$. — dalton, 1802

💡 Astuce mémo

Boyle-Mariotte → Charles → Gay-Lussac → Avogadro → gaz parfaits

📖 5. Conduction et force ionique

🔑 Notions clés & Définitions

• Conductivité : Dépend de la concentration des ions, de leur charge et de la capacité conductrice propre de chaque ion, notée λ.

★ À maîtriser

📐 Formule — La conductivité s’écrit $\sigma = \sum_i \lambda_i^0 z_i c_i$.

Compléments

📐 Formule — La force ionique s’écrit $I = \frac{1}{2}\sum_i c_i z_i^2$.

💡 Astuce mémo

Ions concentrés et mobiles → conductivité accrue

📖 6. Dilution des solutions

★ À maîtriser

📐 Formule — Lors d’une dilution, la quantité de matière du soluté reste constante et vérifie $c_iV_i = c_fV_f$.

• Pour réaliser une dilution au dixième, on prélève un volume de solution initiale puis on complète avec du solvant jusqu’à obtenir un volume final dix fois supérieur.

Compléments

• Pour transformer 100 mL d’une solution à 0,2 mol·L⁻¹ en solution à 0,15 mol·L⁻¹, on peut ajouter 50 mL d’eau aux 100 mL initiaux ou prélever 75 mL et compléter avec 25 mL d’eau.

💡 Astuce mémo

Dilution : soluté conservé ; concentration diminuée

📖 7. Solutions idéales

🔑 Notions clés & Définitions

• Solution idéale : Solution dont le comportement est identique à celui du liquide pur, parce que les interactions entre les constituants restent du même type.

★ À maîtriser

• Les trois situations favorisant l’idéalité sont:
  • les gaz parfaits
  • les mélanges de composés de même nature
  • les solutions diluées

📌 Le volume n’est généralement pas une propriété additive de la matière, sauf pour des gaz mélangés à même pression et température dans le modèle idéal.

Compléments

• Sans indication contraire, une solution est considérée comme idéale, et une concentration inférieure à environ 10⁻¹ ou 10⁻³ mol·L⁻¹ ne pose globalement pas de problème d’idéalité.

💡 Astuce mémo

Même nature des molécules → solution idéale ; interactions différentes → solution non idéale

📖 8. Évaporation et tension de vapeur

🔑 Notions clés & Définitions

• Évaporation : Passage d’une espèce condensée vers la phase gazeuse à l’interface entre le liquide et le gaz.
• Tension de vapeur : Pression partielle prise par la vapeur d’un liquide pur à une température donnée, et elle augmente avec la température.

★ À maîtriser

• Pour s’évaporer, une molécule doit être à la surface et posséder une énergie cinétique suffisante pour quitter ses interactions avec le liquide.

Compléments

• La vitesse d’évaporation augmente avec la surface et la température, mais diminue lorsque l’énergie des forces de Van der Waals augmente.

💡 Astuce mémo

Température accrue → davantage de molécules s’échappent → tension de vapeur accrue

📖 9. Ébullition et humidité

🔑 Notions clés & Définitions

• Humidité relative : Rapport entre la pression partielle réelle de l’eau dans l’air et sa tension de vapeur à la même température, multiplié par 100.

★ À maîtriser

📌 L’ébullition est un passage du liquide au gaz accompagné de la formation de bulles dans tout le liquide, tandis que l’évaporation se limite à la surface.

📌 Une ébullition se produit lorsque la tension de vapeur du liquide devient égale ou supérieure à la pression extérieure, généralement la pression atmosphérique.

• L’air sec contient principalement:
  • 78 % de diazote
  • 21 % de dioxygène
  • 1 % d’argon

Compléments

📌 La formation d’une bulle d’ébullition nécessite un site de nucléation et une tension de vapeur supérieure ou égale à la pression atmosphérique.

• À environ 3 000 m d’altitude, où la pression atmosphérique est d’environ 70 000 Pa, l’eau peut bouillir vers 90 °C, tandis qu’une cocotte-minute augmente la température d’ébullition.

💡 Astuce mémo

Évaporation en surface ; ébullition avec bulles dans le liquide

📖 10. Lois colligatives

🔑 Notions clés & Définitions

• Propriété colligative : Dépend de la concentration en soluté et non de la nature chimique du soluté.

★ À maîtriser

📐 Formule — Pour une solution idéale, la loi de Raoult vérifie $P_A = x_A P_A^*$, où la pression partielle du solvant est proportionnelle à sa fraction molaire.

• La loi de Henry établit que la concentration d’un gaz dissous est proportionnelle à sa pression partielle au-dessus du liquide.

• L’ajout d’un soluté augmente la température d’ébullition et abaisse la température de congélation du solvant.

Compléments

• Dans l’eau, l’ajout d’une mole de soluté augmente la température d’ébullition d’environ 0,5 K et l’abaissement cryoscopique est d’environ 2 °C par osmol·L⁻¹.

💡 Astuce mémo

Raoult → ébullioscopie → cryoscopie → osmose

📖 11. Osmose et pression osmotique

🔑 Notions clés & Définitions

• Osmose : Déplacement du solvant à travers une membrane semi-perméable depuis le compartiment le moins concentré vers le compartiment le plus concentré.
• Pression osmotique : Pression à exercer sur une solution pour empêcher l’osmose de se produire dans une solution idéale.

★ À maîtriser

📐 Formule — Pour une solution idéale, la pression osmotique vérifie $\Pi = \omega RT$, où ω est l’osmolarité totale.

Compléments

• La tonicité interne d’un être humain est d’environ 0,3 osmol·L⁻¹.

💡 Astuce mémo

Solvant vers le milieu concentré → différence de volume et de pression

📖 12. Osmose inverse et dialyse

🔑 Notions clés & Définitions

• Osmose inverse : Force le solvant à traverser une membrane semi-perméable dans le sens opposé à l’osmose grâce à une pression supérieure à la pression osmotique.
• Dialyse : Utilise une membrane perméable au solvant et aux petits solutés mais imperméable aux macromolécules telles que les protéines.
• Pression osmotique efficace : Calculée sans tenir compte des solutés capables de traverser la membrane réelle.

📝 Points essentiels

• L’osmose inverse permet de rendre l’eau de mer potable, mais l’eau de mer à 35 g·L⁻¹ de NaCl nécessite environ 3 MPa, soit 30 bar, de pression osmotique.

💡 Astuce mémo

Osmose inverse : pression imposée ; dialyse : petits solutés traversants

📖 13. Solutions non idéales

🔑 Notions clés & Définitions

• Activité : Fraction molaire d’une espèce corrigée par un coefficient d’activité γ qui vaut 1 dans une solution idéale.

★ À maîtriser

📐 Formule — L’équation de Van der Waals corrige la loi des gaz parfaits selon $\left(P+a\frac{n^2}{V^2}\right)(V-nb)=nRT$.

Compléments

• Le coefficient d’activité tient compte de la modification du comportement d’un soluté due à son environnement et peut être inférieur ou supérieur à 1.

💡 Astuce mémo

Corriger l’équation ou corriger le comportement par l’activité

📖 14. Applications et exercices

★ À maîtriser

• Une pression partielle d’éthanol de 6 Pa dans un gaz à 100 000 Pa correspond à environ 60 ppm, soit une valeur inférieure au seuil olfactif de 84 ppm.

• Le salage provoque la sortie d’eau des cellules par osmose, ce qui les ratatine et les dessèche, tandis que l’eau pure peut provoquer leur éclatement par hémolyse.

Compléments

• Dans le sang contenant 1 g·L⁻¹ d’éthanol, la fraction molaire d’éthanol est d’environ 0,0004, soit 0,04 %.

• Avec une tension de vapeur de l’éthanol de 16 000 Pa à 37 °C, la pression partielle d’éthanol à l’équilibre est d’environ 6 Pa.

📊 Tableaux de synthèse

Principales grandeurs de concentration

Changements de phase et solutions