Chimie des solutions Automne 2009 Pourquoi la chimie des solutions Comprendre p

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Ronzio, Al, Executive Producer has reference to this Academic Journal, PHwiki organized this Journal Chimie des solutions Automne 2009 Pourquoi la chimie des solutions Comprendre phénomènes tels: Pochettes chauffantes pour sport d’hiver Utilité du sel pour faire fondre la glace Comportement de certaines molécules en solution dans des fluides biologiques Évolution du pH dans l’eau de la piscine Formation de stalactites et stalagmites Fonctionnement d’une pile Secret de la Caramilk! Chapitre 1: Les propriétés physiques des solutions 1.1 Quelques types de solutions Solution : Mélange homogène, en phase gazeuse, liquide ou solide, d’au moins deux substances. Solvant : Constituant qui est présent en plus gr in addition to e 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 l’eau, on appelle cette solution une solution aqueuse.

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Quelques exemples de solutions 1.2 La concentration d’une 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 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 de solution) 1 ppb = 1 mg/L (microgramme par litre de solution) 1 ppt = 1 ng/L (nanogramme par litre de solution) Ces unités de concentrations sont valides pour des solutions aqueuses diluées. On fait l’approximation que 1 kg de solution est égal à 1 litre de solution.

Quelques autres unités de concentration La molalité molalité = moles de soluté = n (mol) (mol/kg) masse de solvant (kg) masse (kg) C’est la seule unité de concentration où le dénominateur exprime la quantité de solvant plutôt que la quantité de solution. Ceci permet d’avoir une unité de concentration qui est indépendante de la température (le volume d’une solution dépend de la température). Quelques autres unités de concentration La fraction molaire cA = 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 s’annulent) 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. 1.2A La dilution La dilution consiste à préparer, à partir d’une solution mère, une solution dont la concentration est moindre. Méthode : introduire, à l’aide d’une pipette, un volume déterminé de solution mère dans une fiole jaugée, et ajouter de l’eau jusqu’au trait de jauge. Constatation de base : le nombre de moles de soluté présent dans la solution diluée est le même que dans l’échantillon de solution mère prélevé.

La dilution Les problèmes de dilution peuvent donc être résolus par une méthode algébrique avec la as long as mule : cconc x Vconc = cdil x Vdil SÉCURITÉ : La dilution d’un acide concentré dans l’eau produit un dégagement de chaleur. Cette chaleur peut amener l’eau 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 l’eau, bravo! Eau dans l’acide, suicide! » Voir exemples faits en classe. 1.2B Les conversions d’unités 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). Lorsqu’on veut convertir des unités, il est préférable de se les représenter sous la as long as me d’une fraction. Ainsi, on sépare les unités du numérateur et celles du dénominateur, et on peut les convertir séparément. Exemple : voir les exemples dans les notes de cours. 1.3 Les aspects énergétiques de la mise en solution La chaleur de dissolution La dissolution (passage en solution) d’un composé dans un solvant se fait selon 3 étapes hypothétiques: Solvant pur molécules de solvant séparées DH1 (> 0) Soluté pur molécules de soluté séparées DH2 (> 0) Molécules de solvant et de soluté séparées solution DH3 (habituellement < 0) Bilan : DHdiss = DH1 + DH2+ DH3 = chaleur de dissolution DHdiss peut être endothermique (> 0) ou exothermique (< 0) ; voir fig. 1.6 page 18. Les as long as ces intermoléculaires dans la as long as mation des solutions 3 types d’interactions 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. Forces intermoléculaires A) Toutes les as long as ces intermoléculaires sont de même intensité. A-A = B-B = A-B Les molécules de solvant et de soluté se mélangent librement pour as long as mer une solution. Conduit à DHdiss = 0 Le volume de la solution correspond à la somme des volumes du solvant et du soluté (DVdiss = 0). La solution est dite idéale. Ex : mélanges gazeux, quelques rares solutions liquides s’en approchent. Forces intermoléculaires B) Forces soluté – solvant plus importantes que les autres as long as ces intermoléculaires A-B > A-A et B-B La valeur de DH3 > DH1 + DH2. Les molécules A et B préfèrent « s’allier » 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. DHdiss < 0 (exothermique) et DVdiss < 0. Ex : la plupart des dilutions de solutions aqueuses (HCl concentré qu’on dilue dans l’eau). Forces intermoléculaires C) Forces soluté – solvant légèrement plus faibles que les autres as long as ces A-B un peu plus faible que A-A et B-B La valeur de DH3 < DH1 et DH2 Une solution se as long as me, et elle est non idéale. DHdiss > 0 ; le processus de dissolution est endothermique Comment alors la solution peut-elle se as long as mer Enthalpie vs Entropie Variation d’enthalpie DH : variation d’énergie entraînée par une trans as long as mation, un processus à pression constante. DH > 0 : processus endothermique DH < 0 : processus exothermique (processus favorable) Variation d’entropie DS : variation du désordre moléculaire lors d’une trans as long as mation, un processus. DS > 0 : augmentation du désordre moléculaire (processus favorable) DS < 0 : diminution du désordre moléculaire Enthalpie vs Entropie Ces quantités (DH et DS) sont reliées par l’énergie libre de Gibbs : DG = DH - TDS Pour qu’un processus se produise, il faut que DG < 0. Lors d’une dissolution, le désordre augmente => DS > 0 => favorable Habituellement, on dit que si DHdiss 0, la dissolution se produit. Comment peut-on expliquer une dissolution qui se produit malgré un DHdiss positif C’est le DS qui compense pour que le DG soit < 0. Forces intermoléculaires D) Les as long as ces soluté – solvant sont beaucoup plus faibles que les autres as long as ces A-B < A-A et B-B La valeur de DH3 < DH1 et DH2. L’état énergétique de la solution est trop élevé pour être atteint. Les deux substances demeurent des phases séparées. C’est donc un mélange hétérogène. Ex : eau et huile. Forces intermoléculaires En général : un soluté non polaire est soluble dans un solvant non polaire un soluté polaire est soluble dans un solvant polaire L’énergie d’attraction 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. => DHdissol 0 « Qui se ressemble s’assemble » Les solutions aqueuses de composés ioniques Le soluté se décompose en ions ; Les as long as ces qui causent la dissolution des solides ioniques sont des as long as ces dipôle – dipôle (ion – dipôle pour être précis dans ce cas). On parle alors de sphère de solvatation de l’eau (ou sphère d’hydratation) 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.

Les solutions aqueuses de composés ioniques Voir également l’animation montrant la dissolution de NaCl, disponible sur le site Internet du cours. 1.4 Quelques propriétés des solutions électrolytiques Solution électrolytique : solution qui permet le passage d’un 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 l’anode, et les cations (+) sont attirés vers la cathode. La théorie d’Arrhénius Svante Arrhenius a émis l’hypothèse que certaines substances, comme NaCl et HCl, se dissocient en cations et en anions lorsqu’elles sont dissoutes dans l’eau. Les ions ainsi produits permettent à l’électricité de circuler dans la solution. Electrolyte : soluté qui produit suffisamment d’ions pour rendre une solution conductrice. C’est la théorie de la dissociation électrolytique.

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Les types d’électrolytes Électrolyte as long as t : soluté qui se dissocie presque complètement ou complètement sous as long as me d’ions en solution. Bon conducteur (NaCl, HCl, KMnO4). Non – électrolyte : soluté qui ne se dissocie pas, ou très faiblement, en ions en solution. Il reste majoritairement sous as long as me moléculaire. Ne conduit pas l’électricité (CH3CH2OH). Électrolyte faible : soluté qui est partiellement ionisé en solution. Le courant peut circuler, mais un électrolyte faible est un mauvais conducteur (CH3COOH). Les types d’électrolytes NaCl, électrolyte as long as t CH3CH2OH, non-électrolyte CH3COOH, électrolyte faible Les types d’électrolytes La plupart des composés ioniques sont des électrolytes as long as ts. 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.

Le calcul des concentrations ioniques en solution Lors de sa dissolution, un électrolyte as long as t se dissocie en ions. Il faut donc en tenir compte pour le calcul des concentrations ioniques en solution. Ex : Préparation d’une solution de Na2SO4 de concentration égale à 0,010 mol/L. Équation de dissolution : Na2SO4(s) 2 Na+(aq) + SO42-(aq) Il faut dissoudre 0,010 mol de Na2SO4(s) dans 1 litre d’eau. Cependant, la dissolution de Na2SO4(s) produit deux ions Na+ et un ion SO42- Donc, on trouve (2 x 0,010 mol/L) Na+ et (1 x 0,010 mol/L) SO42-. On écrit [Na+] = 0,020 mol/L et [SO42-] = 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 Al2(SO4)3 1.5 L’équilibre lors de la mise en solution Certaines substances, telles l’eau et le méthanol, se mélangent en toutes proportions; on dit qu’elles sont parfaitement miscibles. Toutefois, beaucoup de substance ont une limite de solubilité qui varie selon la nature du solvant. Solubilité : concentration maximale d’un soluté qui existe en équilibre avec un excès non dissous de la substance, à une température donnée. On appelle la solution qui se as long as me 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. L’influence de la température sur la solubilité La solubilité varie avec la température. Il existe une relation entre le sens de cette variation et l’effet de la température sur la solubilité : si DH > 0 (processus endothermique), la solubilité augmente avec la température si DH < 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. Le coefficient de Van’t Hoff Pour tenir compte de la présence d’un 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 Van’t Hoff est égal à 1. Pour les solutés électrolytes, le coefficient est supérieur à 1. Coefficient de Van’t Hoff - exemple NaCl solide se dissocie en 2 ions dans l’eau : NaCl (s) Na+(aq) + Cl-(aq) Pour chaque mole de solide dissous, on obtient deux moles d’ions en solution. Les propriétés colligatives dépendent de la concentration des particules en solution ; l’abaissement du point de congélation d’une solution aqueuse de NaCl devrait être le double de celui d’une solution aqueuse d’un non-électrolyte ayant la même molalité. i devrait être près de 2 pour NaCl en solution. Coefficient de Van’t Hoff - équations DTcong = - i mKcong DTéb = i mKéb Voir exemples présentés en classe.

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