SOLUTION ET LOIS DES GAZ PARFAITS Chapitre I SOLUTION ET LOIS DES GAZ PARFAITS

SOLUTION ET COMPOSITION D’UNE SOLUTION

N.B. Les solutions peuvent être à l’état solide, liquide ou gazeux. 1. Définitions Une solution est un mélange homogène comprenant deux ou plusieurs constituants. En général, le constituant ayant le plus grand volume est appelé solvant, il représente le milieu dispersif et tous les autres constituants sont appelés solutés, ils représentent le milieu dispersé. Ainsi la solution comprend le solvant et un ou (plusieurs) soluté(s). N.B. Les solutions peuvent être à l’état solide, liquide ou gazeux. Nous utiliserons plus spécialement des solutions liquides, dont le solvant est l’eau, dans la plupart des cas. Il est donc important de définir les proportions relatives de ces divers constituants (solutés). Pour cela on distingue : a) la composition d’un constituant, rapportée à un volume de solution, appelée concentration. b) la composition d’un constituant, rapportée à une masse ou à un nombre de moles de solution ou de solvant. Dans ce cas, on l’appelle titre.

 [H2SO4 ] = 1,5 mol.L-1  [H3O+] = 3 mol.L-1  [SO42-] = 1,5 mol.L-1 2. Concentrations 2.1. Concentration molaire (molarité) : Elle représente le nombre de moles du soluté par unité de volume de la solution. Nous utiliserons le plus souvent le symbole CM ou [A] pour dire la concentration molaire du constituant A. Elle est exprimée en mol.L-1 et représente le nombre de moles par litre de solution. Exemple : H2SO4 est un diacide fort qui se dissocie entièrement selon l’équation   [H2SO4 ] = 1,5 mol.L-1  [H3O+] = 3 mol.L-1  [SO42-] = 1,5 mol.L-1

Cm = M x CM 2.2. Concentration massique (ou concentration pondérale): Elle représente la masse de constituant(en gramme), par unité de volume en (litre). Elle s’exprime en général en g.L-1. On la symbolise par Cm ou Cg/L. Pour calculer la concentration massique, il est en général plus facile de passer par la concentration molaire. Exemple : une solution de H2SO4 0,1 molaire correspondant à une solution de H2SO4 de concentration massique Cm = 9,8 g.L-1 [H2SO4 ] = 0,1 molaire = 0,1mol.L-1 Sachant que la masse molaire de H2SO4 est de 98g/mol et que [H2SO4 ] = 0,1mol.L-1, alors Cm = 0,1 x 98 = 9,8 g.L-1 Cm = M x CM N.B. Il ne faudrait pas confondre cependant la concentration massique et masse volumique, bien qu’elles aient la même dimension.

2.3. Concentration équivalente Elle représente le nombre d’équivalent-gramme par unité de volume en litre. Cette notion dépend de la réaction du milieu, selon le type de réaction entre substances antagonistes (réaction acido-basique ou oxydo-réduction). 2.3.1. Réaction acido-basique Dans une réaction acido-basique, si nous avons les équations suivantes : AH + H2O  H3O+ + A- acide B + H3O+  BH+ + nH2O basique AH + B  A- + BH+ acido-basique avec AH/A- et BH+/B les couples acido-basique, le véhicule appelé particule active est l’ion hydronium H3O+. Dans ce cas, la concentration équivalente appelée Ceq représente le nombre de moles de H3O+ susceptibles d’être cédées par l’acide ou captées par la base par litre de solution.

Ainsi, le nombre d’équivalent-gramme d’une solution acide ou basique, représente le nombre total de moles de H3O+ (ou ion gramme H3O+) susceptibles d’être cédées par la solution acide ou captées par la solution basique. A l’évidence, il y a autant de moles d’hydronium susceptibles d’être captées par la base que le nombre de moles d’hydroxydes OH- susceptibles d’être cédées par celle-ci. Solution acide Solution basique N.B. Pour calculer la concentration équivalente, il faut toujours se référer à la demi équation acido-basique à partir de laquelle il existe une relation entre molarité et concentration équivalente.

Exemple : l’acide phosphorique de molarité 0,1mol.L-1 [H3PO4] = 0,1mol.L-1, Ceq = ? H3PO4 est un triacide. Si CM = 1 mol.L-1  Ceq = 3 eq.g/L CM = 0,1 mol.L-1  Ceq = ? On a Ceq= = 0,3 eq.g/L

Elle se résume de cette façon : Ox1 + ne- Red1 réduction 2.3.2. Cas d’une réaction d’oxydo-réduction : Elle se résume de cette façon : Ox1 + ne- Red1 réduction Red2 Ox2 + ne- oxydation Ox1 + Red2 Red1 + Ox2 oxydo-réduction Dans ce cas, nous constatons que la particule active est l’électron. Ainsi, la concentration équivalente dans ce cas représente le nombre de moles d’électrons susceptibles d’être captées par l’oxydant ou cédées par le réducteur par litre de solution. L’équivalent-gramme d’une solution oxydante ou réductrice est donc représenté par le nombre total de moles d’électrons susceptibles d’être captées par la solution oxydante ou cédées par la solution réductrice. N.B. Pour déterminer la concentration équivalente, comme précedemment il faut toujours se référer à la demi-équation rédox, d’où on peut trouver une relation entre molarité et concentration équivalente.

Exemple: Déterminer la concentration équivalente d’une solution de KMnO4 0,02 molaire. La demi-équation rédox s‘écrit: MnO4- + 8H+ + 5e- Mn2+ + 4H2O 1mol/L 5mol/L Si [KMnO4] = 1mol/L  Ceq = 5éq.g/L Si [KMnO4] = 0,02 molaire  Ceq = ? Ceq = = 0,1 eq.g/L La concentration équivalente a une valeur 5 fois supérieure à celle de la concentration molaire. Quand on connaît l’une, on peut connaître l’autre. Le calcul de la concentration équivalente nous permet de mieux doser deux solutions antagonistes.

Prenons l’exemple du dosage acido-basique dosage acido-basique A l’équivalence n(OH-) = n(H3O+) juste Il ne faut pas dire nA = nB faux

Par conséquent, on a intérêt à transformer toutes les concentrations en concentration équivalente au cours du dosage.  n(OH-) =  n(H3O+) = A l’équilibre 

De la même manière on peut doser un oxydant par un réducteur et vis versa.

(ne-)ox = (ne-)red Au point équivalent  = Au point équivalent, le nombre d’électrons captés par l’oxydant est égal au nombre d’électrons cédés par le réducteur. On peut alors écrire: (ne-)ox = (ne-)red  n(e-) =  n(e-) = Au point équivalent  =

3. Titre d’une solution 3.1. Fraction molaire ou titre molaire C’est le rapport du nombre de moles du constituant i sur le nombre total de moles du mélange. Exemple : eau Sel sucre Solution de N.B. La somme des fractions molaires est égale à 1.

3.2. Fraction massique ou titre massique Elle représente le rapport de la masse du constituant i sur la masse totale du mélange. Exemple : eau Sel sucre Solution de

3.3. Titre massique centésimal ou titre pondéral C’est la masse exprimée en gramme de soluté sur 100 grammes de solution. Il est aussi appelé le pourcentage pondéral. Ainsi, si le titre pondéral = 2 g, alors la fraction massique = Pour un titre pondéral = 3 g, la fraction massique = 3.4. Molalité Elle représente le nombre de moles de soluté par kg de solvant. Elle s’exprime alors en mole par kg. La molalité est indépendante de la température. ɱ . 3.5. Le ppm (partie par million) Le représente une partie de constituant donnée pour 1 million de partie en masse du mélange. Exemple: 1ppm = 1 mg de soluté pour 1 kg de solution. On utilise cette grandeur quand le constituant est à l’état de trace dans la solution. Il existe un sous-multiple du ppm appelé ppb = partie par milliard (ou billion). 1 ppm = 1000 ppb

3.6. Le titre alcoolique Il représente le pourcentage pondéral en alcool. C’est la masse d’alcool pur exprimée en gramme sur 100 grammes du mélange. Exemple: un titre d’alcool de 50 g représente 50 g d’alcool absolu (pur) pour 100 g de mélange. C’est ce que détermine les contrôleurs routiers sur les conducteurs en état d’ivresse. N.B. Ne pas confondre un titre alcoolique au degré alcoolique qui est un type de concentration. Le degré alcoolique représente le volume d’alcool sur 100 volumes de vin. Il est étiqueté sur les bouteilles d’alcool.