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 →