Objectifs
• Définir : solution aqueuse;
• Décrire les tests d’identification de quelques ions en solution ;
• Déterminer le caractère acide ou basique d’une solution ;
• Calculer la concentration molaire d’une espèce chimique en Solution.
Situation problème
Deux élèves de la classe de 3em2 du Lycée de Bafoussam estiment tous qu’une solution obtenue par dissolution de composés dans de l’eau est une solution ionique, mais l’un affirme qu’elle conduit le courant électrique tandis que l’autre soutient le contraire.
Pour s’accorder, aide les à s’accorder en interprétant le phénomène de dissolution dans l’eau d’un composé ionique, de définir les concentrations volumiques massique et molaire puis d’interpréter une électrolyse.
I. Quelques définitions
• Un composé ionique est un composé constitué par l'association des cations et des anions.
• Soluté : Substance chimique qui peut se dissoudre dans un solvant (Substance contenue à l'état dissous dans une solution)
• Solvant : liquide dans lequel peut se dissoudre un soluté.
• Solution : mélange homogène d’un solvant et d’un soluté.
• Solution aqueuse : solution dont le solvant est l’eau.
• Une solution aqueuse ionique est obtenue en dissolvant un composé ionique dans l’eau.
L’opération de disparition du soluté dans l’eau est la dissolution.
NB : Les solutions aqueuses ioniques conduisent le courant électrique car elles contiennent des ions.
Toutes les solutions aqueuses ne sont pas conductrices (eau distillée, eau sucrée …)
II. Dissolution dans l’eau des solides ioniques, concentration molaire d’un ion et électro-neutralité
II.1 Dissolution dans l’eau des solides ioniques
Les solides ioniques se dissolvent dans l’eau en donnant deux types d’ions : les cations et les anions.
Exemples : Écrire l’équation de dissolution de chacun des composés suivants : \(NaCl\); \(N{a_2}S{O_4}\); et \(KOH\)
Solution
\(NaC{l_{(s)}}\) \(\xrightarrow{Eau}\) \(N{a^ + } + C{l^ - }\)
\(N{a_2}S{O_4}_{(S)}\) \(\xrightarrow{Eau}\) \(N{a_2}S{O_4}_{(S)}\)
\(KO{H_{(S)}}\) \(\xrightarrow{Eau}\) \({K^ + } + H{O^ - }\)
Chaque solide ionique dissout libère deux espèces d’ions (cations et anions). Le nombre de charges positives est égal au nombre de charges : la solution obtenue est dite électriquement neutre (car, elle contient autant de cations que d’anions)
II.2 La concentration molaire d’un ion en solution
La concentration molaire d’un ion \(X\) en solution est le rapport de sa quantité de matière \({{n_X}}\) par le volume \(V\) de la solution, c’est donc la quantité de matière de soluté dissous dans un litre de solution.
\(\left[ X \right] = \frac{{{n_X}}}{V}\)
La concentration molaire de l’ion \(X\) se note \([X]\) et s’exprime en mol/L ou mol.L-1
NB : La concentration molaire \(C\) d’un soluté est le rapport de sa quantité de matière \(n\) par le volume \(V\) de la solution.
\(C = \frac{n}{V}\)
II.3 La concentration massique \({C_m}\) d’un composé
La concentration massique ou pondérale d’un soluté est la masse de soluté par litre de solution.
Elle est notée \({C_m}\) et est égale au quotient de la masse du soluté \(m\) par le volume \(V\) de la solution.
\({C_m} = \frac{m}{V}\)
• \({C_m}\) en gramme par litre (g/L)
• \(m\) en gramme (g)
• \(V\) en litre (L)
Remarque : Relation entre concentration molaire et concentration massique
\({C_m} = \frac{m}{V} = \frac{{nM}}{V}\) \( = M\frac{n}{V} = M \times C\)
II.4 Electro-neutralité d’une solution
Dans une solution, il y a toujours autant de charges positives que de charges négatives : on dit qu’une telle solution est électriquement neutre.
Toute solution aqueuse contenant des ions est électriquement neutre.
La somme des charges des ions positifs est égale à la valeur absolue de la somme des charges des ions négatifs.
Loi de l’électro neutralité
Toute solution aqueuse ionique est électriquement neutre. Le nombre de charges élémentaires positives est égal au nombre de charges élémentaires négatives.
Autrement dit, dans une solution aqueuse ionique, la somme des concentrations des anions est égale à la somme des concentrations des cations.
Exemple : Solution aqueuse de chlorure de sodium
\(NaC{l_{(s)}}\) \(\xrightarrow{Eau}\) \(N{a^ + } + C{l^ - }\) équivaut à \(NaC{l_{(s)}} + {H_2}O \to N{a^ + }\) \( + C{l^ - } + {H^ + } + H{O^ - }\)
soit
\(NaC{l_{(s)}} + 2{H_2}O \to \) \(N{a^ + } + C{l^ - } + {H_3}{O^ + }\) \( + H{O^ - }\)
D’après la loi de l’électro neutralité
\(\left[ {N{a^ + }} \right] + \left[ {{H_3}{O^ + }} \right] = \) \(\left[ {C{l^ - }} \right] + \left[ {H{O^ - }} \right]\).
II.4 Identification des ions en solution aqueuse
En solution aqueuse, chaque ion présente des caractéristiques spécifiques permettant son identification.
La couleur des solutions aqueuses ioniques est due à des ions hydratés.
Test à la flamme
Le test consiste à tremper un tige de platine dans la solution à tester, puis, la porter à haute température (flamme) et à observer ensuite la couleur de la flamme.
III. LE pH des solutions aqueuses
Le pH ou potentiel d’Hydrogène est une grandeur sans unité comprise entre 0 et 14, qui permet de déterminer le degré d’acidité ou de basicité d’une solution. On distingue ainsi :
• Solution acide : solution dont le \(pH \prec 7\) ;
• Solution basique : solution dont le \(pH \succ 7\) ;
• Solution neutre : solution dont le \(pH = 7\).
On peut mesurer le pH d’une solution à l’aide de :
• Le pH–mètre (mesures précises) ;
• Le papier pH ou Indicateur Coloré (mesures approximatives).
IV Notion d’indicateur coloré
Les indicateur coloré acido-basique sont des substances chimiques qui changent de couleur en fonction du \(pH\) du milieu réactionnel
On distingue : l’hélianthine, la phénolphtaléine, le Bleu de bromothymol (BBT)….
NB :
• Toutes les solutions acides et basiques conduisent le courant électrique : ce sont des électrolytes ;
• La connaissance du pH d’un sol permet d’y adapter une culture appropriée et d’améliorer la productivité agricole ;
• Les ions \(H{O^ - }\) (ions hydroxydes) caractérisent les solutions basique
