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Chimie des solutions Automne 2008. Pourquoi la chimie des solutions? Comprendre phénomènes tels: –Pochettes chauffantes pour sport dhiver –Utilité du.

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1 Chimie des solutions Automne 2008

2 Pourquoi la chimie des solutions? Comprendre phénomènes tels: –Pochettes chauffantes pour sport dhiver –Utilité du sel pour faire fondre la glace –Comportement de certaines molécules en solution dans des fluides biologiques –Évolution du pH dans leau de la piscine –Formation de stalactites et stalagmites –Fonctionnement dune pile –Secret de la Caramilk!

3 Chapitre 1: Les propriétés physiques des solutions 1.1 Quelques types de solutions Solution : Mélange homogène, en phase gazeuse, liquide ou solide, dau moins deux substances. Solvant : Constituant qui est présent en plus grande quantité et qui se trouve dans le même état physique que la solution. Soluté : Toute substance qui peut être dissoute dans le solvant. Lorsque le solvant utilisé est de leau, on appelle cette solution une solution aqueuse.

4 Quelques exemples de solutions

5 1.2 La concentration dune solution La concentration molaire volumique : c = nb de moles de soluté = n (mol) (mol/L) volume de solution V (L) Pourcentages massique, volumique et masse/volume % massique : masse de soluté (g) x 100 (s.u.) masse de solution (g) % volumique : volume de soluté (mL) x 100 (s.u.) volume de solution (mL) % masse/volume: masse soluté (g) (g/100 mL) 100 mL de solution

6 Quelques autres unités de concentration Parties par million, milliard, billion –Parties par million = ppm –Parties par milliard = ppb (billion en anglais) –Parties par billion = ppt (trillion, en anglais) –1 ppm = 1 mg/L (milligramme par litre) –1 ppb = 1 g/L (microgramme par litre) –1 ppt = 1 ng/L (nanogramme par litre) –Ces unités de concentrations sont valides pour des solutions aqueuses diluées. On fait lapproximation que 1 kg de solution est égal à 1 litre de solution.

7 Quelques autres unités de concentration La molalité molalité = moles de soluté = n (mol) (mol/kg) masse de solvant (kg) masse (kg) –Cest la seule unité de concentration où le dénominateur exprime la quantité de solvant plutôt que la quantité de solution. Ceci permet davoir une unité de concentration qui est indépendante de la température (le volume dune solution dépend de la température).

8 Quelques autres unités de concentration La fraction molaire A = nb de moles de A nb de moles de A + nb de moles de B + nb de moles de C… –La fraction molaire est sans unité (mol/mol; les unités sannulent) –La somme des fractions molaires de toutes les composantes de la solution est toujours égale à 1. –Le pourcentage molaire est sa fraction molaire multipliée par 100%. Voir exemples de calcul vus en classe.

9 1.2A La dilution La dilution consiste à préparer, à partir dune solution mère, une solution dont la concentration est moindre. Méthode : introduire, à laide dune pipette, un volume déterminé de solution mère dans une fiole jaugée, et ajouter de leau jusquau trait de jauge. Constatation de base : le nombre de moles de soluté présent dans la solution diluée est le même que dans léchantillon de solution mère prélevé.

10 La dilution Les problèmes de dilution peuvent donc être résolus par une méthode algébrique avec la formule : c conc x V conc = c dil x V dil SÉCURITÉ : La dilution dun acide concentré dans leau produit un dégagement de chaleur. Cette chaleur peut amener leau à ébullition et causer des éclaboussures. On peut donc recevoir des gouttelettes de solution acide sur soi. Il est donc important de se rappeler cette règle de sécurité toute simple : «Acide dans leau, bravo! Eau dans lacide, suicide! » Voir exemples faits en classe.

11 1.2B Les conversions dunités Les concentrations sont toujours présentées comme une fraction où le numérateur représente la quantité de soluté, et où le dénominateur représente la quantité de solution (ou de solvant). Lorsquon veut convertir des unités, il est préférable de se les représenter sous la forme dune fraction. Ainsi, on sépare les unités du numérateur et celles du dénominateur, et on peut les convertir séparément. Exemple : tableau présenté en classe.

12 1.3 Les aspects énergétiques de la mise en solution La chaleur de dissolution La dissolution (passage en solution) dun composé dans un solvant se fait selon 3 étapes hypothétiques: –Solvant pur molécules de solvant séparées H 1 (> 0) –Soluté pur molécules de soluté séparées H 2 (> 0) –Molécules de solvant et de soluté séparées solution H 3 (habituellement < 0) Bilan : H diss = H 1 + H 2 + H 3 = chaleur de dissolution H diss peut être endothermique (> 0) ou exothermique (< 0) ; voir fig. 1.6 page 18.

13 Les forces intermoléculaires dans la formation des solutions 3 types dinteractions lors de la mise en solution : –Interactions solvant – solvant (A-A) –Interactions soluté – soluté (B-B) –Interactions solvant – soluté (A-B) Il y a donc plusieurs situations possibles.

14 Forces intermoléculaires A) Toutes les forces intermoléculaires sont de même intensité. –A-A = B-B = A-B –Les molécules de solvant et de soluté se mélangent librement pour former une solution. –Conduit à H diss = 0 –Le volume de la solution correspond à la somme des volumes du solvant et du soluté ( V diss = 0). –La solution est dite idéale. Ex : mélanges gazeux, quelques rares solutions liquides sen approchent.

15 Forces intermoléculaires B) Forces soluté – solvant plus importantes que les autres forces intermoléculaires –A-B > A-A et B-B –La valeur de H 3 > H 1 + H 2. –Les molécules A et B préfèrent « sallier » que de rester avec leurs semblables. –Le volume de la solution est inférieur à la somme des volumes de solvant et de soluté. –Solutions non idéales. – H diss < 0 (exothermique) et V diss < 0. Ex : la plupart des dilutions de solutions aqueuses (HCl concentré quon dilue dans leau).

16 Forces intermoléculaires C) Forces soluté – solvant légèrement plus faibles que les autres forces –A-B un peu plus faible que A-A et B-B –La valeur de H 3 < H 1 et H 2 –Une solution se forme, et elle est non idéale. – H diss > 0 ; le processus de dissolution est endothermique –Comment alors la solution peut-elle se former ?

17 Enthalpie vs Entropie Variation denthalpie H : variation dénergie entraînée par une transformation, un processus à pression constante. – H > 0 : processus endothermique – H < 0 : processus exothermique (processus favorable) Variation dentropie S : variation du désordre moléculaire lors dune transformation, un processus. – S > 0 : augmentation du désordre moléculaire (processus favorable) – S < 0 : diminution du désordre moléculaire

18 Enthalpie vs Entropie Ces quantités ( H et S) sont reliées par lénergie libre de Gibbs : G = H - T S Pour quun processus se produise, il faut que G < 0. Lors dune dissolution, le désordre augmente => S > 0 => favorable Habituellement, on dit que si H diss 0, la dissolution se produit. Comment peut-on expliquer une dissolution qui se produit malgré un H diss positif ? Cest le S qui compense pour que le G soit < 0.

19 Forces intermoléculaires D) Les forces soluté – solvant sont beaucoup plus faibles que les autres forces –A-B <<< A-A et B-B –La valeur de H 3 <<< H 1 et H 2. –Létat énergétique de la solution est trop élevé pour être atteint. –Les deux substances demeurent des phases séparées. –Cest donc un mélange hétérogène. Ex : eau et huile.

20 Forces intermoléculaires En général : –un soluté non polaire est soluble dans un solvant non polaire –un soluté polaire est soluble dans un solvant polaire Lénergie dattraction entre le soluté et le solvant doit être au moins aussi importante que la somme de celle qui maintient les molécules de solvant ensemble et les molécules de soluté ensemble. => H dissol 0 « Qui se ressemble sassemble »

21 Les solutions aqueuses de composés ioniques Le soluté se décompose en ions ; Les forces qui causent la dissolution des solides ioniques sont des forces dipôle – dipôle (ion – dipôle pour être précis dans ce cas). On parle alors de sphère de solvatation de leau (ou sphère dhydratation) qui oriente son pôle positif vers les anions et son pôle négatif vers les cations. Il faut donc un solvant polaire pour dissoudre un composé ionique.

22 Les solutions aqueuses de composés ioniques Voir également lanimation montrant la dissolution de KMnO 4, disponible sur le site Internet du cours.

23 1.4 Quelques propriétés des solutions électrolytiques Solution électrolytique : solution qui permet le passage dun courant électrique. Les solutions aqueuses de composés ioniques sont de bons conducteurs; les particules chargées qui circulent sont des ions. Les ions transportent une charge électrique à travers la solution; les anions (-) sont attirés vers lanode, et les cations (+) sont attirés vers la cathode.

24 La théorie dArrhénius Svante Arrhenius a émis lhypothèse que certaines substances, comme NaCl et HCl, se dissocient en cations et en anions lorsquelles sont dissoutes dans leau. Les ions ainsi produits permettent à lélectricité de circuler dans la solution. Electrolyte : soluté qui produit suffisamment dions pour rendre une solution conductrice. Cest la théorie de la dissociation électrolytique.

25 Les types délectrolytes Électrolyte fort : soluté qui se dissocie presque complètement ou complètement sous forme dions en solution. Bon conducteur (NaCl, HCl, KMnO 4 ). Non - électrolyte : soluté qui ne se dissocie pas, ou très faiblement, en ions en solution. Il reste majoritairement sous forme moléculaire. Ne conduit pas lélectricité (CH 3 CH 2 OH). Électrolyte faible : soluté qui est partiellement ionisé en solution. Le courant peut circuler, mais un électrolyte faible est un mauvais conducteur (CH 3 COOH).

26 Les types délectrolytes NaCl, électrolyte fort CH 3 CH 2 OH, non-électrolyte CH 3 COOH, électrolyte faible

27 Les types délectrolytes La plupart des composés ioniques sont des électrolytes forts. Il existe également des composés ioniques qui sont des électrolytes faibles car ils ne se dissocient pas complètement en solution (ex: AgCl). La plupart des composés moléculaires sont soit des non – électrolytes, soit des électrolytes faibles. La majorité des composés moléculaires organiques (saccharose, éthanol) sont non – électrolytes.

28 Le calcul des concentrations ioniques en solution Lors de sa dissolution, un électrolyte fort se dissocie en ions. Il faut donc en tenir compte pour le calcul des concentrations ioniques en solution. Ex : Préparation dune solution de Na 2 SO 4 de concentration égale à 0,010 mol/L. –Équation de dissolution : Na 2 SO 4(s) 2 Na + (aq) + SO 4 2- (aq) –Il faut dissoudre 0,010 mol de Na 2 SO 4(s)­­­­ dans 1 litre d'eau. –Cependant, la dissolution de Na 2 SO 4(s) produit deux ions Na + et un ion SO 4 2- –Donc, on trouve (2 x 0,010 mol/L) Na + et (1 x 0,010 mol/L) SO –On écrit [Na + ] = 0,020 mol/L et [SO 4 2- ] = 0,010 mol/L –On se retrouve avec 0,030 mol/L de particules en solution. Quelle est la concentration ionique totale avec une solution de concentration 0,020 mol/L de Al 2 (SO 4 ) 3 ?

29 1.5 Léquilibre lors de la mise en solution Certaines substances, telles leau et le méthanol, se mélangent en toutes proportions; on dit quelles sont parfaitement miscibles. Toutefois, beaucoup de substance ont une limite de solubilité qui varie selon la nature du solvant. –Solubilité : concentration maximale dun soluté qui existe en équilibre avec un excès non dissous de la substance, à une température donnée. On appelle la solution qui se forme alors solution saturée. –Solution insaturée : solution qui contient un soluté à une concentration inférieure à sa solubilité. –Solution sursaturée : solution dans laquelle la concentration de soluté est temporairement supérieure à sa solubilité.

30 Linfluence de la température sur la solubilité La solubilité varie avec la température. Il existe une relation entre le sens de cette variation et leffet de la température sur la solubilité : –si H > 0 (processus endothermique), la solubilité augmente avec la température –si H < 0 (processus exothermique), la solubilité diminue avec une augmentation de la température Pour la plupart des composés solides, la solubilité augmente lorsque la température de la solution augmente.

31 1.6 La solubilité des gaz Linfluence de la température : –Pour la plupart des gaz, lenthalpie de dissolution dans leau est négative (processus exothermique). –La solubilité des gaz dans leau varie dune façon inversement proportionnelle à la température. –Exemple : eau froide du robinet qui se réchauffe. Que se passe-t-il avec les gaz dissous? –Les gaz sont moins solubles à chaud, donc on voit apparaître des bulles sur les parois.

32 Linfluence de la pression La solubilité dun gaz dans un liquide est très sensible aux variations de pression. Si on applique une pression sur un gaz au-dessus dun liquide, dans un système fermé, on observe : –Réduction du nb de mol de gaz restant à létat gazeux, –Augmentation de la concentration du gaz en solution, –Le volume du système diminue, –La solubilité des gaz dans leau augmente avec la pression.

33 Propriétés colligatives Ce sont des propriétés des solutions qui dépendent du nombre de particules de soluté qui sont en solution. Ces propriétés sont : –La pression de vapeur des solutions –Labaissement du point de congélation –Laugmentation du point débullition –La pression osmotique

34 1.7 La pression de vapeur dune solution Lajout dun soluté non volatil (ex : NaCl, CaCl 2 ) à un solvant quelconque produit une solution dont la pression de vapeur à léquilibre est inférieure à celle du solvant pur. Il en résulte une concentration (pression partielle) plus faible du solvant dans la phase gazeuse.

35 Loi de Raoult Quantitativement, cet effet est décrit par la loi de Raoult : P solvant = solvant P o solvant –P solvant est la pression de vapeur du solvant au-dessus dune solution diluée, – solvant est la fraction molaire du solvant –P o solvant est la pression de vapeur du solvant pur.

36 Loi de Raoult Dans léquation de la diapositive précédente, on peut remplacer solvant par (1- soluté ), en en réarrangeant les termes, on obtient cette équation : P solvant = P o solvant - P solvant = soluté P o solvant Labaissement de la pression de vapeur est une propriété colligative car elle est proportionnelle à la concentration de soluté ( soluté ). La loi de Raoult nest valable que pour les solutions diluées. Voir également lexemple dune solution de deux liquides volatils (benzène et toluène) présenté en classe.

37 1.8 Labaissement du point de congélation et lélévation du point débullition La dissolution dun soluté a pour effet de diminuer le point de congélation de la solution. Expérimentalement, labaissement du point de fusion ( T cong ) est proportionnel à la concentration du soluté : T cong = - mK cong –m représente la molalité du soluté –K cong est la constante cryoscopique, qui est caractéristique du solvant uniquement Exemples dutilisation de labaissement du point de congélation dans la vie courante : sel dans les rues, antigel dans les voitures, bière dans la neige!

38 Laugmentation du point débullition Lajout dun soluté dans un solvant a aussi pour effet daugmenter le point débullition de la solution par rapport au solvant pur. Lélévation du point débullition ( T éb ) est également proportionnel à la concentration de soluté : T éb = mK éb –m est la molalité du soluté –K éb est la constante ébullioscopique, qui dépend de la nature du solvant Voir tableau 1.2 page 35 pour quelques valeurs de K éb et K cong. Voir exemples 1.16 et 1.17, + exemple vu en classe.

39 1.9 La pression osmotique Losmose est le transfert net des molécules dun solvant pur à travers une membrane semi-perméable vers une solution. Membranes très minces qui laissent passer les petites molécules et leau; les molécules plus grosses ne peuvent passer. Phénomène très important pour le transport des nutriments et lélimination des déchets au niveau cellulaire. Pression osmotique ( ): pression nécessaire pour faire cesser losmose.

40 La pression osmotique

41 Solution isotonique : solution dont la pression osmotique est la même que celle contenue dans la membrane semi-perméable. Aucun transfert net deau à travers la membrane. Solution hypertonique : solution dont la pression osmotique est supérieure à celle contenue dans la membrane semi-perméable. Elle provoque donc un transfert deau vers lextérieur de la membrane. Solution hypotonique : solution dont la pression osmotique est inférieure à celle contenue dans la membrane semi-perméable. Elle provoque donc un transfert deau vers lintérieur de la membrane.

42 1.10 Les solutions délectrolytes Les électrolytes se dissocient (presque) totalement en solution. Les électrolytes ont donc un effet sur les propriétés colligatives supérieur à ce quon prévoyait. Un facteur a été proposé pour tenir compte de ces déviations : i = propriété colligative mesurée valeur attendue pour un non-électrolyte où i est le coefficient de Vant Hoff.

43 Le coefficient de Vant Hoff Pour tenir compte de la présence dun électrolyte, il faut modifier les expressions mathématiques des propriétés colligatives en multipliant la concentration de soluté par ce coefficient. Pour des solutés non-électrolytes, le coefficient de Vant Hoff est égal à 1. Pour les solutés électrolytes, le coefficient est supérieur à 1.

44 Coefficient de Vant Hoff - exemple NaCl solide se dissocie en 2 ions dans leau : NaCl (s) Na + (aq) + Cl - (aq) Pour chaque mole de solide dissous, on obtient deux moles dions en solution. Les propriétés colligatives dépendent de la concentration des particules en solution ; labaissement du point de congélation dune solution aqueuse de NaCl devrait être le double de celui dune solution aqueuse dun non-électrolyte ayant la même molalité. i devrait être près de 2 pour NaCl en solution.

45 Coefficient de Vant Hoff - équations T cong = - i mK cong T éb = i mK éb Voir exemples présentés en classe.


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