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Chapitre 1
Solutions aqueuses
1. Lâeau
Lâeau est le constituant fondamental de la matiĂšre vivante, elle est indispensable Ă la vie.
La teneur totale de l'organisme en eau représente 70% du poids du corps. Les propriétés
physicochimiques particuliĂšres de la molĂ©cule dâeau en font un bon solvant biologique des
composés ioniques et moléculaires.
1.1 PropriĂ©tĂ©s de lâeau
Lâeau existe sous les trois Ă©tats; lâĂ©tat solide, liquide et gazeux.
â PropriĂ©tĂ©s chimiques
âą Formule brute : H2O â IsomĂšresâ
âą Lâautoprotolyse de lâeau selon lâĂ©quation dâĂ©quilibre: 2H2O âH3O+ + OH-
âą Masse molaire : 18,0153 g.mol-1 â H : 11,19 %, O : 88,81 % â
â PropriĂ©tĂ©s physiques
âą Les principales propriĂ©tĂ©s de lâeau sont rĂ©sumĂ©es dans le tableau 1.1
T° fusion 0 °C
T° ébullition 100 °C
Masse volumique 1,00 gâcm-3
Viscosité dynamique à 20 °C 0,001 Pa.s
Tension superficielle à 20 °C 0,072N/m
ConductivitĂ© Ă©lectrique 5,5Ă10-6 Sâ m-1
Cp 1867 J.kg-1.°K-1
Cv 1406 J.kg-1.°K-1
Tableau 1.1 PropriĂ©tĂ©s physiques de lâeau.
Solutions aqueuses
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1.2 Structure de la molĂ©cule dâeau
Une propriĂ©tĂ© trĂšs importante de lâeau est sa nature polaire. La molĂ©cule dâeau forme un
angle de 104,5° au niveau de lâatome dâoxygĂšne entre les deux liaisons avec les atomes
dâhydrogĂšne Fig 1.1.
104,5°
Fig 1.1 DipĂŽle de la molĂ©cule dâeau.
âą GrĂące Ă sa polaritĂ©, lâeau est un excellent solvant.
âą Lâeau fait un excellent Ă©cran aux interactions Ă©lectriques.
âą Cette polarisation permet aussi Ă la molĂ©cule dâeau de dissoudre les corps
ioniques, en particulier les sels. elle dissocie donc facilement les ions.
âą Les substances ioniques et polaires comme les acides, alcools, et sels se dissolvent
facilement dans lâeau.
âą Chaque ion se retrouve entourĂ© par des molĂ©cules dâeau. Câest le phĂ©nomĂšne de
solvatation1. Un exemple de soluté ionique est le chlorure de sodium NaCl, il se
sĂ©pare en cations Na+ et anions Clâ, chacun entourĂ© de molĂ©cules dâeau Fig 1.2.
Fig 1.2 Un ion sodium entouré par des molécules d'eau.
âą Les substances non-polaires comme les huiles et les graisses se dissolvent
difficilement.
O-
H+ H+
Na+
+
-
+
+
-
+
+
-
+
+
-
+
+
-
+
+
-
+
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⹠Les ions sont alors facilement transportés loin de leur matrice cristalline. Un
exemple de soluté non ionique est le glucose C6H12O6. Les dipÎles des molécules
dâeau forment des liaisons hydrogĂšne avec les rĂ©gions dipolaire de la molĂ©cule de
sucre. Cette facultĂ© de solvant de lâeau est vitale en biologie, parce que certaines
rĂ©actions biochimiques nâont lieu quâen solution.
Important
Solvatation1: association moléculaire entre un soluté et un solvant.
2. Solutions aqueuses
2.1 DĂ©finition
Une solution définit tout mélange homogÚne, en une seule phase de deux ou plusieurs
constituants Fig 1.3.
⹠Le constituant majoritaire est appelé solvant.
⹠Les autres constituants de la solution sont appelés solutés.
Eau+Sirop de menthe Eau+huile
Mélange homogÚne Mélange hétérogÚne
Fig 1.3 Mélange homogÚne et mélange hétérogÚne.
Remarque
â Le solutĂ© peut ĂȘtre solide, liquide ou gazeux, molĂ©culaires ou ioniques.
â Il existe une limite Ă la quantitĂ© de solutĂ© que le solvant peut dissoudre. Lorsque cette
limite est atteinte on dit que la solution est saturée.
â Si le solvant est l'eau la solution, est appelĂ©e solution aqueuse.
â La solution qui contienne une grande quantitĂ© de solvant on lâappelle une solution diluĂ©e.
â La solution qui contienne une grande quantitĂ© de solutĂ© on lâappelle une solution
concentrée.
Solutions aqueuses
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2.2 Classification des solutions aqueuses
2.2.1 Solutions Ă©lectrolytiques et solutions neutres
Selon que les particules du corps dissous sont électriquement neutres ou chargées
â Solutions Ă©lectrolytiques
Une solution Ă©lectrolytique est une solution contenant des ions. Elle conduit le courant
et elle est Ă©lectriquement neutre.
âą Electrolyte fort
On appellera Ă©lectrolyte fort, tout Ă©lectrolyte qui se dissocie totalement dans lâeau
âExemple: NaCl, NaOH, KOH, HClâ. Dans la solution on ne trouve que des ions
majoritaires et les molécules du solvant.
âą Electrolyte faible
Lâionisation âet la dissociationâ du solutĂ© est partielle âExemple : CH3COOHâ. La
solution contient donc les ions âapportĂ©s par lâionisation du solutĂ©â, des molĂ©cules du
soluté et celles du solvant.
âą Taux de dissociation
Les Ă©lectrolytes faibles, possĂšdent une liaison Ă caractĂšre fortement covalente, Ils sont
trĂšs peut dissociĂ©s dans lâeau .Une telle solution comprend donc Ă la fois des molĂ©cules
neutres et des ions.
On dĂ©finit le taux de dissociation α âCoefficient de dissociationâ de lâĂ©lectrolyte faible, par
đŒ =đđ
đ0
Nd : Nombre de molécules dissociées.
N0 : Nombre total initial de molécules introduites dans le solvant.
Unité :
âȘ α : sans unitĂ©
Remarque
â đŒ = 0 : La dissociation nulle âneutreâ.
â 0 < đŒ < 1 : La dissociation est partielle âĂ©lectrolyte faibleâ.
â đŒ = 1 : La dissociation est totale âĂ©lectrolyte fortâ.
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â Solutions idĂ©ales
Solution dont le volume est Ă©gale Ă la somme du volume de solvant et des volumes des
solutĂ©sâExemple : glucose, urĂ©eâ; il n'y a pas d'interaction entre les molĂ©cules de solvant et
les molécules des solutés.
2.2.2 Solutions micromoléculaires et macromoléculaires
On distingue deux types de solutions aqueuses, selon la taille des particules
â Solutions micromolĂ©culaires - CristalloĂŻdes -
Les molĂ©cules du solutĂ© contiennent quelques dizaines d'atomes âExemple: lâurĂ©e, le
glucose, NaClâ. La solubilitĂ© du solide dĂ©pend de la nature du solide, de celle du liquide et
de la température. Habituellement, la solubilité augmente quand la température augmente.
Les ions sont obtenus par dissociation de composés ioniques par exemple : acides, bases et
sels, ou par ionisation en solution de composĂ©s polaires âexemple HCl gazeux, CH3COOH
liquideâ.
â Solutions macromolĂ©culaires - ColloĂŻdes -
Les macromolécules, plus particuliÚrement les protéines, jouent un rÎle considérable en
biologie. Les molĂ©cules contiennent entre 103 et 109 atomes. Ce type de solutions, Ă
l'opposé des solutions micromoléculaires, ne traversent pas certaines membranes qui ont des
pores micrométriques.
2.3 Caractéristiques quantitatives des solutions
La concentration2 est exprimée par plusieurs méthodes chimiques
Important
Concentration 1: quantité de substance par unité de volume.
2.3.1 Concentration molaire - Molarité -
La concentration molaire pour un soluté donné, est le nombre de moles du soluté par
litre de solution, soit
đđ =đđ đđđąđĄĂ©
đđ đđđąđĄđđđ (1.1)
Unité :
âȘ n en mol,
âȘ V en l,
âȘ đđ en mol. lâ1.
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Remarquearques
â Une solution est dite molaire lorsque đđ = 1 mol. lâ1.
â Elle est dite dĂ©cimolaire lorsque đđ= 10â1 mol. lâ1.
2.3.2 Concentration pondérale - Concentration massique -
Elle représente la masse de soluté par litre de solution, soit
đ¶đ =đđ đđđąđĄĂ©
đđ đđđąđĄđđđ (1.2)
Unité :
âȘ m en g,
âȘ V en l,
âȘ đ¶đ en g. lâ1.
On peut dĂ©duire la relation entre Cp et mr : đ¶đ = đđ . đ
M : Masse molaire du solutĂ© en g. molâ1.
Remarque
â Concentrations pondĂ©rales non additives.
â MolaritĂ©s additives.
2.3.3 Concentration en pourcentage - Titre -
La concentration en pourcentage est le nombre des unitĂ©s de masse âde grammeâ du
solutĂ©, qui se dissous dans 100 unitĂ©s de masse â100gâ de la solution.
đ =đđ đđđąđĄĂ©
đđ đđđąđĄđđđ (%) (1.3)
Unité :
âȘ p sans unitĂ©
2.3.4 Concentration molale - Molalité -
La concentration molale est le nombre de moles du soluté par unité de masse de
solvant, soit
đđ =đđ đđđąđĄĂ©
đđ đđđŁđđđĄ (1.4)
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Unité :
âȘ n en mol,
âȘ m en kg,
âȘ đđ en mol. kgâ1.
Remarque
â Solution aqueuse diluĂ©e : MolalitĂ© = MolaritĂ©
2.3.5 Fraction molaire
La fraction molaire d'un constituant i est Ă©gale au rapport du nombre de mole de ce
constituant, sur le nombre total de moles de la solution.
đčđ =đđ
đđĄđđĄ (1.5)
Unité :
âȘ Fi sans unitĂ©.
2.3.6 Concentration osmolaire et concentration osmolale
Lâosmose est importante pour les phĂ©nomĂšnes non Ă©lectriques comme la diffusion, et
lâosmose.
â Concentration osmolaire - OsmolaritĂ© -
On dĂ©finit lâosmolaritĂ© comme Ă©tant le nombre dâosmole âmolĂ©cules et ionsâ dissoutes
par litre de solution.
đ€đ = đđ[1 + α(ÎČ â 1)] (1.6)
Coefficient de dissociation.
Nombre d'ions crées par la dissociation.
Unité :
âȘ wr en osmol.l-1.
Remarque
â Pour une solution contenant un solutĂ© neutre, lâosmolaritĂ© de la solution est
wr = mr
â Pour une solution contenant un solutĂ© Ă©lectrolytique âĂ©lectrolyte fortâ, lâosmolaritĂ© de la
solution est wr = đœ mr
Solutions aqueuses
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â Pour une solution contenant plusieurs solutĂ©s, lâosmolaritĂ© de la solution est la somme des
concentrations osmolaires de tous les solutés.
đ€đ = â đ€đđ đđ=1
â concentration osmolale - osmolalitĂ© -
LâosmolalitĂ© est une mesure du nombre d'osmoles de solutĂ© par kilogramme de solvant
đ€đ = đđ[1 + α(ÎČ â 1)] (1.7)
Unité :
âȘ wl en osmol.kg-1.
2.3.7 Concentration Ă©quivalente
La concentration Ă©quivalente pour une solution contenant n ions est le nombre
dâĂ©quivalent gramme3 dâions de chaque signe, par litre de solution.
đ¶đđ = â đ+ đŒ đđ đđ=1 + â |đâ| đŒ đđ đ
đ=1 (1.8)
đŒ : Coefficient de dissociation du solutĂ© dans le solvant considĂ©rĂ©.
Z+ et Z- : Les valences des ions.
+ : cation
- : Anion
Unité :
âȘ Ceq en eqg-1.m-3
Important
Equivalent gramme3 dâions est la quantitĂ© dâions qui transporte une charge Ă©gale Ă
Faraday.
Remarque
â EletroneutralitĂ© âSolution est Ă©lectriquement neutreâ : Ceq (cation) = Ceq (anion),
â đ+ đŒ đđ đđ=1 = â |đâ| đŒ đđ đ
đ=1 .
â MolĂ©cule neutre : Ceq = 0.
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â Pour une solution contenant plusieurs espĂšces ioniques, la concentration Ă©quivalente totale
est la somme des concentrations Ă©quivalentes de touts les espĂšces ioniques
âadditivesâ. đ¶đđ = â đ¶đđđđđ=1
2.3.8 Constante dâĂ©quilibre
Pour un solutĂ© AB dissous dans lâeau, on peut Ă©crire
AB + H2O â A- + B+
Etat initial : mr
Etat final : mr (1- đŒ) đŒ đđ đŒ đđ
Il sâagit dâun Ă©quilibre chimique auquel on peut associer la constante dâĂ©quilibre
đŸ = [đŽâ][đ”+]
[đŽđ”] (1.9)
On peut déduire
đŸ = đŒ2 đđ
(1 â đŒ)
2.4 Préparation des solutions aqueuses
2.4.1 Par mise en solution d'un soluté solide
Soit à préparer un volume V d'une solution contenant l'espÚce X, de masse molaire M, à la
concentration mr. Soit m la masse de lâespĂšce X. Fig 1.4
â OpĂ©ration Ă effectuer
Pour prĂ©parer un volume V dâune solution de concentration C on suit le mode
opératoire suivant
Fig 1.4 PrĂ©paration dâune solution aqueuse par dissolution dâun solutĂ© solide.
⹠Etape 1 : peser la masse m du soluté.
âą Etape 2 : Introduire le solutĂ© dans la fiole jaugĂ©e contenant un peu dâeau distillĂ©e.
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âą Etape 3 : ComplĂ©ter jusquâau trait de jauge avec de lâeau distillĂ©, agiter jusqu'Ă
dissociation complĂšte et ajuster Ă nouveau jusquâau trait de jauge V.
â DĂ©termination de la masse de solutĂ© Ă peser
Si le soluté se trouve sous forme solide, il faudra alors déterminer la masse de l'espÚce
X Ă peser. Soit m cette masse.
On a đđ = đ
đ
đđ: Concentration molaire.
n : nombre de mole.
V : Volume de la solution.
Unité :
âȘ n en mol,
âȘ V en l,
âȘ đđ en mol. lâ1.
Or đ = đ
đ
m : masse.
M : Mase molaire.
Unité :
âȘ m en kg,
âȘ M en kg. mol-1
Donc
đ = đđ . đ. đ (1.10)
2.4.2 Par mise en solution d'un soluté liquide
On prélÚve un volume V0 de la solution mÚre de concentration C0 que l'on dilue avec
de l'eau distillée pour obtenir une solution diluée de volume V1 et de concentration désirée C1.
Fig 1.5
â OpĂ©ration Ă effectuer
Pour prĂ©parer un volume V1 dâune solution de concentration C1 on suit le mode
opératoire suivant
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Ă©tape 1 Ă©tape 2 Ă©tape 3
Fig 1.5 PrĂ©paration dâune solution aqueuse par dilution dâune solution mĂšre.
⹠Etape 1 : PrélÚvement du volume V0.
⹠Etape 2 : On place le volume dans la fiole jaugée.
âą Etape 3 : On complĂšte jusquâau trait de jauge avec de lâeau distillĂ©.
â DĂ©termination du volume V0 Ă prĂ©lever
Si le soluté se trouve sous forme liquide, il faudra alors déterminer le volume de
l'espÚce X à prélever.
La quantité de la matiÚre de soluté dans le volume V0 est
đ = đ¶0 . đ0
Cette quantité de matiÚre se retrouve dans la solution aprÚs dilution
đ = đ¶1 . đ1
Et en dĂ©duit la relation suivante quâon appellera, la formule de dilution ou lâĂ©quation de
conservation de la quantité de la matiÚre
đ¶0 . đ0 = đ¶1 . đ1
Le volume à prélever est donc
đ0 = đ¶1 .đ1
đ¶0 (1.11)
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Exercice
Déterminer la fraction molaire du soluté puis celle du solvant dans le sérum glucosé à 5%.
Solution
La composition de la solution est
âą 5 g de glucose âsolutĂ©â.
âą 100 ml d'eau âsolvantâ.
Le solvant représente une quantité de matiÚre de
đđđđą =100
18= 5,555đđđ
La quantité de matiÚre dissoute en soluté est
đđđđąđđđ đ =5
180= 0,027đđđ
Les fractions molaires sont donc
đčđđđąđđđ đ =đđđđąđđđ đ
đđđđą + đđđđąđđđ đ= 0.0048 = 0.48%
đčđđđą =đđđđą
đđđđą + đđđđąđđđ đ= 0.9952 = 99.52%