3.1 Types de solutions - nbed.nb.ca
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3.1 Types de solutions
Solubilité, miscibilité et saturation
Solution
Mélange homogène
Formé d’un soluté (+ petite quantité) et d’un solvant (+ grande
quantité)
Exemple : sel + eau eau salée soluté solvant solution
Composition variable
o 1 c. à thé sel dans un verre d’eau = eau salée
o 3 c. à thé sel dans un verre d’eau = eau salée
Types de solutions
solide dans un liquide – eau salée
liquide dans un liquide – l’eau et l’alcool
gaz dans un liquide – boissons gazeuses, oxygène dans l’eau
gaz dans un gaz – l’air
solide dans un solide – les alliages ex : l’acier (Fe-C), le bronze (Zn-Cu)
Solution aqueuse
Lorsque l’eau est le solvant dans la solution.
ex : sucre + eau = eau sucrée
soluté solvant solution
Soluble et miscible
Lorsqu’un soluté se dissout dans le solvant, on dit que le soluté est
soluble.
o Ex : Le sel (soluté) est soluble dans l’eau (solvant).
Lorsqu’un gaz (soluté) se dissout dans un autre gaz (solvant), on dit que
le soluté est miscible.
o Ex : Le CO2 (soluté) est miscible dans l’humidité (solvant).
Lorsqu’un liquide (soluté) se dissout dans un autre liquide (solvant), on
dit que le soluté est miscible.
o Ex : Le colorant alimentaire (soluté) est miscible dans l’eau
(solvant).
Insoluble et non miscible
Lorsqu’une substance ne se dissout pas dans une autre, on dit qu’elle est
insoluble.
o Ex : sable dans eau, fer dans eau.
S’il s’agit de deux gaz ou de deux liquides qui ne
se dissolvent pas l’un dans l’autre, on dit qu’ils
sont non miscibles.
o Ex : huile dans l’eau
Solution diluée et concentrée
Solution diluée
Petite quantité de soluté dans la solution
Ex : une pincée de sel dans un verre d’eau
Solution concentrée
Grande quantité de soluté dans la
solution
Ex : 2 c. à table de sel dans un
verre d’eau
Attention : Il peut arriver qu’une solution contienne plusieurs solutés.
Solution non saturée, saturée et sursaturée
Solution non saturée
Une solution qui ne contient pas la quantité maximum de soluté qu’elle
peut dissoudre à une température donnée.
En ajoutant d’autre soluté à la solution, celui-ci se dissout.
Solution saturée
Une solution qui contient la quantité maximum de soluté qu’elle peut
dissoudre à une température donnée.
En ajoutant d’autre soluté à la solution, celui-ci ne se dissout pas et se
dépose au fond du contenant.
Solution sursaturée
Une solution qui contient plus que la quantité
maximum de soluté qu’elle peut dissoudre à une
température donnée.
On a chauffé la solution pour dissoudre le
surplus de soluté, puis on l’a refroidit à
nouveau.
En ajoutant d’autre soluté à cette solution,
celui-ci forme des cristaux dans le contenant.
Attention : Une solution peut être saturée d’un soluté et non-saturée pour un autre.
Solubilité
La quantité de soluté que peut contenir une solution saturée.
La solubilité peut s’exprimer en g/L ou en g/100mL
1. Quelle est la solubilité du KCl à 700C?
2. Quelle substance est la moins soluble à 00C?
3. Quelle substance a sa solubilité la plus affectée par un
changement de température?
4. Combien de KCl peut se dissoudre dans 100g d’eau à 700C?
5. Quelle substance se dissous mieux dans l’eau froide que
l’eau chaude?
6. À quelle température devrais-tu apporter 100g d’eau pour
complètement dissoudre 100g de NaNO3?
Dissolution endothermique
Solubilité
(g/100mL H2O)
Température (0C)
Dissolution exothermique
Solubilité
(g/100mL H2O)
Température (0C)
L’électricité et les solutions
Électrolyte
Substance qui conduit l’électricité lorsqu’elle se dissout dans l’eau ou
lorsqu’elle est à l’état liquide.
Il existe trois types d’électrolytes :
1. Électrolyte fort
Grande conductivité parce qu’il y a beaucoup d’ions
Ex : sel dans l’eau lumière brillante
2. Électrolyte faible
faible conductivité parce qu’il y a peu d’ions
Ex : vinaigre lumière faible
3. Non électrolyte
ne conduit pas l’électricité parce qu’il n’y a pas d’ions
Ex : eau distillée lumière éteinte
Électrolyte : sel (M+NM) Non électrolyte : sucre
acide (H+NM) alcool
base (M+OH) eau distillée
eau du robinet
3.2 Solubilité et dissolution
3.2.1 Facteurs qui influent sur la solubilité et la vitesse de dissolution
Vitesse de dissolution
rapidité avec laquelle un soluté se dissout dans un solvant
La vitesse de dissolution dépend de plusieurs facteurs :
1. Nature du soluté et du solvant
Les substances qui sont de même nature vont se mélanger ensemble.
Ceux de nature contraire ne se mélangeront pas.
Composés polaires
(saccharose, C12H22O11)
Solvants polaires
(eau, H2O (l))
Composés non polaires
(iode, I2 (s))
Solvants non polaires
(benzène, C6H6 (l))
ne se
dissolvent
pas
se dissolvent dans
se dissolvent dans
2. Température
La majorité des solides sont plus solubles dans l’eau chaude que
dans l’eau froide.
Les gaz sont plus solubles dans l’eau froide que dans l’eau
chaude.
Ex : CO2 dans la boisson gazeuse chaude… boisson gazeuse
moins pétillante.
Poissons meurent dans l’eau trop chaude par manque
d’oxygène.
3. Pression
Une grande pression augmente la solubilité des gaz dans les
liquides.
Ex : boissons gazeuses, plongée sous-marine
La pression n’affecte pas la solubilité des liquides et des solides
parce qu’ils sont incompressibles.
4. Surface de contact
Plus un solide est gros, plus il va prendre de temps à se dissoudre
dans un liquide.
Ex : un gros morceau de sucre se dissout plus lentement qu’une
masse égale de sucre en poudre
Quand on diminue la taille des particules, on accélère la vitesse de
dissolution. C’est qu’en brisant une grande masse en masses plus
petites, on augmente la surface de contact avec le solvant, ce qui lui
permet de se dissoudre plus vite.
3.3 Concentration des solutions
Certains produits peuvent être dangereux ou non, dépendant de la
concentration dans lequel on le trouve. La concentration est la quantité de
soluté par quantité de solvant. (ex : Le phénol peut tuer à une concentration
élevée, mais on le retrouve à faible concentration dans certains
médicaments.)
La concentration est exprimée en pourcentage, en g/mL ou en g/L.
3.3.1 Pourcentage en masse par volume
% m/V = masse du soluté (en grammes) x 100
volume de solution (en mL)
Exemple 1 :
Un pharmacien ajoute 2,00 mL d’eau distillée à 4,00 g d’un médicament
en poudre. Le volume final de la solution est de 3,00 mL. Quel est le
pourcentage en masse par volume (%m/V) de la solution ?
m soluté = 4,00 g % m/V = m soluté x 100
V solution = 3,00 mL V solution
% m/V = ? = 4,00 g soluté . x 100
3,00 mL solution
= 133 %m/V
Exemple 2 :
Une solution de NaCl a une concentration de 28 % m/V. Quelle masse
de NaCl se trouve dans une bouteille de 150 mL de cette solution ?
m soluté = ? % m/V = m soluté x 100
V solution = 150 mL V solution
% m/V = 28 %m/V 28 %m/V = x g soluté . x 100
150 mL solution
m soluté = 42 g NaCl
Exercices #1,3 et 4 p. 305
3.3.2 Pourcentage en masse par masse
% m/m = masse du soluté (en gramme) x 100
masse de solution (en gramme)
Exemple :
Un échantillon de CaCl2, qui a été prélevé sur la route, a une masse de
23,47g. Quand la solution est évaporée, le résidu (CaCl2) a une masse de
4,58g. (On suppose qu’il n’y a aucun autre soluté). Quel est le pourcentage
en masse par masse de chlorure de calcium ?
m soluté = 4,58 g % m/m = m soluté x 100
m solution = 23,47 g m solution
% m/m = ? = 4,58 g résidu . x 100
23,47 g solution
= 19,5 %m/m
Exercices #5 à 9 p.308
3.3.3 Pourcentage en volume par volume
% V/V = volume du soluté (en mL) x 100
volume de solution (en mL)
Exemple 1 :
Jean mélange 30 mL d’éthanol avec 100 mL d’eau pour préparer une
solution. Quel est le % V/V de cette solution ?
V soluté = 30 mL éthanol % V/V = V soluté . x 100
V solution = 130 mL solution V solution
% V/V = ? = 30 mL éthanol . x 100
130 mL solution
= 23 %V/V
Exemple 2 :
L’alcool à friction est vendu sous la forme d’une solution à 70 %V/V
d’alcool isopropylique dans l’eau. Quel volume d’alcool est utilisé pour
préparer 500 mL d’alcool à friction ?
V soluté = ? % V/V = V soluté . x 100
V solution = 500 mL V solution
% V/V = 70 %V/V 70 %V/V = x mL soluté . x 100
500 mL solution
= 350 mL alcool isopropylique
Exercices #10 à 14 p. 310
3.4 Acides et bases
3.4.1 Les propriétés des acides et des bases
Nomenclature (rappel)
Acide
Acide binaire
H + NM(aq)
Acide _____hydrique
Acide ternaire
H + ion polyatomique
Acide ____ique
HF(aq) acide fluorhydrique HNO3 acide nitrique
HCl(aq) acide chlorhydrique HFO3 acide fluorique
HBr(aq) acide bromhydrique HClO3 acide chlorique
HI(aq) acide iodhydrique HBrO3 acide bromique
H2S(aq) acide sulfhydrique HIO3 acide iodique
HCN(aq) acide cyanhydrique CH3COOH acide acétique
HCOOH acide formique
H2SO4 acide sulfurique
H2CO3 acide carbonique
H3PO4 acide phosphorique
Base (hydroxyde)
o formé M + OH
o hydroxyde de M
o exemples : NaOH hydroxyde de sodium
Cu(OH)2 hydroxyde de cuivre II
Al(OH)3 hydroxyde d’aluminium
Utilisation de certains acides et bases
SUBSTANCE UTILISATION / RETROUVÉ DANS
Acide sulfurique, H2SO4 Batteries d’autos, engrais chimiques, savon, peintures, médicaments,
explosif …..
Acide chlorhydrique, HCl Digestion dans l’estomac, nettoyer les briques
Acide acétique, CH3COOH Vinaigre à 5 % v/v
Acide nitrique, HNO3 Nettoyer les métaux, engrais chimiques
Acide carbonique, H2CO3 Boissons gazeuses
Acide phosphorique, H3PO4 Boissons gazeuses
Acide citriques Présent dans les agrumes (citrons, oranges…)
Acide lactique Dans le lait (produit par les bactéries du lait ; plus vieux est le lait, plus il est
acide)
Acide ascorbique Vitamine C
Acide acétylsalicylique Aspirine
Hydroxyde de magnésium, Mg(OH)2 Antiacide pour l’indigestion (lait de magnésie, Rolaids)
Hydroxyde de potassium, KOH Dans les nettoyants pour les fours
Hydroxyde d’aluminium, Al(OH)3 Fabrication des fenêtre
Ammoniaque (NH3(g)) ou hydroxyde d’ammonium (NH4OH) Nettoyants pour planchers et
fenêtres (Windex)
Hydroxyde de sodium, NaOH Pour déboucher des tuyaux (Drano), pour faire du savon
Les propriétés chimiques et physiques
Propriétés des acides
1. saveur aigre (Ex : citron, pamplemousse, vinaigre)
2.
réagissent sur les indicateurs chimiques (en solution)
(Ex : le papier tournesol tourne rouge
le phénolphtaléine reste incolore)
3. réagissent avec de nombreux métaux et libèrent H2
(Ex : 2HCl + Zn → ZnCl2 + H2 )
4.
neutralisent les bases
(Ex : HCl + NaOH → NaCl + H2O)
acide base sel eau
5.
réagissent avec les carbonates
(Ex : Le lait (acide faible) réagit avec le soda pour produire du CO2.
C’est le gaz qui est responsable des petites bulles dans la pâte à biscuit
et qui la fait lever.)
6. conduisent l’électricité (électrolytes)
Propriétés des bases
1. saveur amer (Ex : Tums, Rolaids, lait de magnésie)
2. donnent une sensation de glissement (au toucher) réagissent avec les
graisses de la peau (Ex : savon, shampoing)
3. réagissent sur les indicateurs chimiques (en solution)
(Ex : le papier tournesol tourne bleu
le phénolphtaléine tourne rose)
4. neutralisent les acides
(Ex : HCl + NaOH → NaCl + H2O)
acide base sel eau
5. conduisent l’électricité (électrolyte)
Théorie d’Arrhenius
Un acide est une substance qui se dissocie dans l’eau pour produire un
ou plusieurs ions hydrogène, H+.
Ex : HCl(aq) → H+(aq) + Cl 1-
(aq)
H2SO4(aq) → 2 H+(aq) + SO4
2-(aq)
HClO4(aq) → H+(aq) + ClO4
1-(aq)
Une base est une substance qui se dissocie dans l’eau pour former un ou
plusieurs ions hydroxyde, OH-.
Ex : NaOH(aq) → Na+(aq) + OH-
(aq)
LiOH(aq) → Li+(aq) + OH-(aq)
Ba(OH)2(aq) → Ba+2(aq) + 2OH-
(aq)
3.4.2 Forces relatives des acides et des bases
Les acides forts et les acides faibles
Si un acide est un électrolyte fort (conduit bien le courant), on dit que
c’est un acide fort (produit beaucoup d’ions H3O+)
Au contraire, si un acide est un électrolyte faible (ne conduit pas bien le
courant), on dit que c’est un acide faible (produit peu d’ions H3O+).
La force d’un acide dépend de la quantité d’ions hydronium (H3O+) produit
en solution. (+ ions H3O+ formés + acide est fort)
Acides forts : HNO3 : _______ Acides faibles : CH3COOH : ______________
H2SO4 : ________________ H2CO3 : ________________
HCl(aq) : ________________
Les bases fortes et bases faibles
Si une base est un électrolyte fort (conduit bien le courant), on dit que
c’est une base forte (produit beaucoup d’ions hydroxyde (OH-).
Si une base est un électrolyte faible (ne conduit pas bien le courant), on
dit que c’est une base faible (produit peu d’ions hydroxydes (OH-).
La force d’une base dépend de la quantité d’ions hydroxyde (OH-) produit
en solution. (+ ions OH- formés + base est forte)
Bases fortes : NaOH : ________________ Bases faibles : Ca(OH)2 : ______________________
KOH : _________________ NH4OH : ______________________
Échelle de pH puissance en ions Hydronium (H3O1+)
Un acide est une substance qui libère des ions hydronium (H3O1+) en
solution.
L’échelle de pH a été conçue dans le but de faciliter la façon d’exprimer la
concentration en ions hydronium (H3O+ ) . Chaque valeur du pH correspond
à une concentration d’ion hydronium à l’intérieur de la solution.
ACIDE BASE
pH 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14
H3O+ 1x101 mol/L 1x107 mol/L 1x1013 mol/L
H3O+ est toujours en mol/L.
En utilisant un pH-mètre, nous pouvons
déterminer si la substance est acide, basique ou
neutre et de combien.
On peut également
utiliser un indicateur de pH tel que le papier hydrion.
Substance pH
Citron 2,2 à 2,4
Liqueur douce 2,3
Eau pure 7
Œuf 8
3.4.3 Réaction entre les acides et les bases
Neutralisation
Un sel est un composée ionique formé d’un anion provenant de l’acide et
d’un cation provenant d’une base.
Pour faire un sel, il suffit de faire la neutralisation. L’ajout d’une base à
un acide neutralise les propriétés acides de ce composé. Une réaction de
neutralisation produit toujours un sel et de l’eau :
Acide + Base → Sel + Eau
Exemples :
HCl + NaOH →
H2SO4 + NaOH →
H3PO4 + KOH →