Comment caractériser une solution ?

Les liquides contiennent des molécules, souvent différentes, qui sont elles-mêmes formées d’atomes de différents éléments, ainsi que d’ions.

Un atome est un élément chimique formé d’un noyau autour duquel des électrons orbitent. 

Le noyau contient des protons, qui portent chacun une charge électrique positive, et des neutrons qui ne portent pas de charge électrique. Protons et neutrons forment les nucléons.

Les électrons portent chacun une charge électrique, de même valeur que celle portée par le proton, mais de signe opposé. L’atome étant électriquement neutre, il contient autant de charges positives que négatives : il possède donc autant de protons que d’électrons.

Les électrons se répartissent sur des couches électroniques, notées $\rm K$, $\rm L$, $\rm M$…, autour du noyau atomique, la couche $\rm K$ étant la couche la plus proche du noyau.

Les éléments chimiques sont classés dans un tableau portant le nom de classification périodique des éléments. Dans ce tableau, les éléments sont classés de haut en bas et de gauche à droite, selon leur masse croissante.

Les éléments sont aussi classés selon le nombre de couches d’électrons qu’ils possèdent. Ainsi, un élément possédant $3$ couches d’électrons est situé sur la troisième ligne du tableau, sa dernière couche étant la couche $\rm M$.

Les éléments sont enfin classés selon le nombre d’électrons qu’ils possèdent sur leur dernière couche. Ainsi, un élément possédant un électron sur sa dernière couche est classé dans la première colonne du tableau. S’il en possède $5$, il sera situé dans la cinquième colonne…

Dans ce tableau, les éléments apparaissent sous la notation : $\rm XZA$

• $\rm X$ : symbole de l’élément
• $\rm Z$ : nombre de protons ou d’électrons de l’élément
• $\rm A$ : le nombre de nucléons, appelé nombre de masse
• $\rm A−Z$ : nombre de neutrons de l’élément

On remarque donc que la classification périodique des éléments renseigne sur la structure de l’atome.

Un ion est un atome ou une molécule qui possède une charge électrique positive (perte d’électrons) ou négative (gain d’électrons). La charge électrique est indiquée en exposant, dans la formule de l’espèce chimique.

Exemples :

• L’ion sulfate $\rm SO_4^{2-}$ : il possède deux charges négatives soit un gain de deux électrons ;
• L’ion fer $\rm II$ $\rm Fe^{2+}$ : il possède deux charges positives soit une perte de deux électrons.

Une molécule est un assemblage d’atomes unis entre eux par des liaisons covalentes. Ces liaisons covalentes se forment lorsqu’un électron d’un atome s’apparie à un électron d’un autre atome : une liaison covalente correspond donc à une paire d’électrons que chaque atome se partage, ce qui les lie fortement l’un à l’autre.

Une molécule possède une formule chimique qui contient le symbole de chaque atome présent dans la molécule ainsi que son nombre, le nombre étant indiqué en indice.

Exemples :

• La molécule d’eau $\rm H_2O$ possède deux atomes d’hydrogène $\rm (H)$ et un atome d’oxygène $\rm (O)$ ;
• La molécule de dioxyde de carbone $\rm CO_2$ possède un atome de carbone $\rm (C)$ et deux atomes d’oxygène.

Les molécules, comme les atomes, sont neutres électriquement.

Dans un échantillon de matière, il y a un nombre très élevé d’éléments (atomes ou molécules) de cette matière. On a défini la mole par un ensemble de $6,02\times 10^{23}$ éléments. Donc, si un échantillon de matière est composé de $12,04\times 10^{23}$ (soit $2\times 6,02 \times 10^{23}$) éléments, on dit que la quantité de matière qu’il contient est de $2$ moles d’éléments. Ainsi, la quantité de matière s’exprime en mole, de symbole $\rm (mol)$.

La masse molaire atomique est la masse d’une mole d’atomes. Elle s’exprime en grammes par mole $\rm (g/mol)$. Par exemple, la masse molaire atomique de l’hydrogène vaut $\rm 1~g/mol$.

La masse molaire moléculaire d’un corps correspond à la somme des masses molaires atomiques des éléments qui composent la molécule de ce corps. Par exemple, la molécule d’eau $\rm H_2O$ est formée de deux atomes d’hydrogène $\rm H$ et d’un atome d’oxygène $\rm O$. Sa masse molaire $\rm M(H_2O$) est donc :

$\rm M(H_2O) = 2 \times M(H) + 1 \times M(O)$ $=2 \times 1 + 1 \times 16$ $\rm =18~ g/mol$.

La quantité de matière $n~ \rm (mol)$ d’un échantillon de masse $\rm m~ (g)$ et de masse molaire $\rm M~ (g/mol)$ est donnée par la relation : $n=\rm m/M$.

Lorsqu’un liquide est un mélange homogène, on l’appelle solution. Une solution se compose d’un liquide appelé solvant dans lequel un produit y est dissous, appelé soluté. Lorsque le solvant est l’eau, la solution est aqueuse.

La concentration molaire $\rm c~ (mol/L)$ d’un soluté est reliée à la quantité de matière $n~ \rm (mol)$ de soluté et au volume $\rm V~ (L)$ de solution par : $\mathrm c=n/\rm V$.
La concentration massique $\rm C_m ~(g/L)$ d’un soluté est reliée à la masse m (g) de soluté et au volume V de solution $\rm (L)$ par : $\rm C_m=m/V$.

Réaliser une dissolution, c’est mélanger un solide (soluté) dans un liquide (solvant). Le solide doit être entièrement soluble dans le solvant et former un liquide homogène.

Il faut alors introduire la masse souhaitée dans une fiole jaugée, remplir la moitié de la fiole jaugée de solvant. Ensuite mélanger pour obtenir une solution homogène puis finalement compléter avec le solvant jusqu’au trait de jauge.

Pour connaître la masse de soluté à ajouter et choisir la bonne fiole jaugée, il faut faire un calcul de concentration massique :

$\displaystyle \rm C_m = \frac{m_{soluté}}{V_{total}}$

Exemple : nous souhaitons obtenir une solution à $\rm C_m = 5~g/L$ et nous disposons d’une fiole jaugée de $\rm 200~ mL$. La masse à introduire dans la fiole est donc :

$\rm m_{soluté} = C_m \times V_{total}$ $\rm = 5 \times 0,2 = 1~g$

Réaliser une dilution, c’est, à partir d’une solution initiale (solution mère), produire une solution moins concentrée (solution fille) en lui ajoutant du solvant.

En désignant par $\rm c_{mère}$ et $\rm c_{fille}$ les concentrations en soluté de la solution mère et de la solution fille respectivement et par $\rm V_{mère}$ et $\rm V_{fille}$ les volumes de la solution mère et de la solution fille respectivement, on peut noter l’égalité :

$\rm C_{mère} \times V_{mère} = C_{fille} \times V_{fille}$

La chromatographie sur couche mince est une technique de séparation par capillarité et d’identification par comparaison des constituants d’un mélange.

Le solvant va monter par capillarité sur le chromatogramme en emportant les différents constituants du mélange en fonction de leur affinité.

La présence d’eau, de formule chimique brute $\rm H_2O$, peut être mise en évidence à l’aide du sulfate de cuivre anhydre. En effet, cette poudre blanche devient bleue en présence d’eau.

La présence de dioxyde de carbone, de formule chimique brute $\rm CO_2$, peut être mise en évidence par l’eau de chaux, qui, initialement transparente, se trouble sous l’effet de ce gaz.

Au cours d’une réaction chimique, les éléments (carbone, hydrogène, oxygène…), leur quantité de matière et les charges électriques se conservent. Cette conservation peut se traduire à l’aide de l’équation de la réaction chimique, où apparaissent :

• Les formules chimiques des réactifs et des produits ;
• Les coefficients indiquant les proportions dans lesquelles les réactifs sont consommés et les produits créés.

Exemple : combustion du méthane $\rm CH_4$ dans le dioxygène $\rm O_2$.

$\rm CH_4 + 2O_2 \rightarrow CO_2 + 2H_2O$

Certaines boissons paraissent plus acides que d’autres : le jus d’orange, par exemple, est plus acide que l’eau minérale. Pour caractériser l’acidité d’une solution, on détermine son $\rm pH$, qui est une mesure indirecte de la concentration en ions $\rm H^+$ :

• Une solution acide est riche en ions $\rm H^+$, son pH est inférieur à $7$ ;
• Une solution neutre, comme l’eau pure, a un $\rm pH$ égal à $7$ ;
• Une solution basique est pauvre en ions $\rm H^+$, son $\rm pH$ est supérieur à $7$.

Certains ions réagissent spécifiquement avec des produits et forment des précipités, ce qui permet de déceler leur présence. Ainsi, par exemple :

• L’ion chlorure $\rm Cl^-$ réagit avec le nitrate d’argent, formant un précipité blanc ;
• L’ion calcium $\rm Ca^{2+}$ réagit avec l’oxalate d’ammonium, formant un précipité blanc ;
• L’ion fer $\rm III$ $\rm Fe^{3+}$ réagit avec l’hydroxyde de sodium, formant un précipité rouille.