Lycée · 1ʳᵉ · Spécialité Physique-Chimie
Corps purs et mélanges — solutions
Composition de la matière, solutions aqueuses et concentration : programme de Spécialité Physique-Chimie 1ère
À propos de cette page
Ce cours de spécialité physique-chimie en première sur « Corps purs et mélanges — solutions » suit le programme officiel de spécialité physique-chimie de première. Il présente les définitions, les propriétés et les méthodes essentielles, accompagnées d'exemples résolus pour bien comprendre. Au programme : Corps purs et mélanges : définitions, Mélanges homogènes et hétérogènes, La solution aqueuse, Concentration massique. Chaque notion est expliquée pas à pas, puis mise en pratique grâce à des exercices interactifs, un QCM et une évaluation corrigée. Idéal pour réviser à son rythme, combler ses lacunes et progresser, en autonomie ou avec un professeur. Cours rédigé par un professeur particulier à Marseille pour aider les élèves de première à réussir en spécialité physique-chimie.
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Corps purs et mélanges : définitions
La matière qui nous entoure peut être classée en deux grandes catégories : les corps purs et les mélanges.
Définition — Corps pur. Un corps pur est constitué d'une seule espèce chimique (une seule sorte de molécules, d'ions ou d'atomes). Ses propriétés physiques (température de fusion, d'ébullition, densité) sont des constantes physiques caractéristiques.
Exemples de corps purs :
- L'eau pure ($\text{H}_2\text{O}$) : $T_f = 0\ °C$, $T_{eb} = 100\ °C$ (à $P = 1$ atm)
- Le cuivre ($\text{Cu}$) : métal de couleur rouge
- L'éthanol pur ($\text{C}_2\text{H}_5\text{OH}$) : $T_{eb} = 78{,}4\ °C$
Définition — Mélange. Un mélange contient plusieurs espèces chimiques différentes. Ses propriétés ne sont pas fixes : elles dépendent de la proportion de chaque constituant.
Astuce. Pour identifier si un corps est pur ou un mélange, on mesure sa température de fusion : un corps pur fond à température fixe (palier), un mélange fond sur un intervalle de températures.
Exemple. L'eau du robinet est un mélange (eau + minéraux dissous). L'eau de mer est un mélange (eau + sel NaCl + autres ions). Le sel de cuisine (NaCl) est un corps pur ionique.
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Mélanges homogènes et hétérogènes
Les mélanges se distinguent par leur aspect visuel à l'échelle macroscopique.
Mélange homogène. Un mélange est dit homogène si on ne distingue pas les constituants à l'œil nu : l'ensemble a un aspect uniforme. À l'échelle microscopique, les espèces chimiques sont mélangées de façon intime.
Mélange hétérogène. Un mélange est dit hétérogène si on distingue plusieurs phases (parties) distinctes.
| Critère | Mélange homogène | Mélange hétérogène |
|---|---|---|
| Aspect | Uniforme (une seule phase) | Plusieurs phases visibles |
| Exemples | Eau salée, sirop, alliage | Vinaigrette, granit, lait (colloïde) |
| Séparation | Distillation, cristallisation | Filtration, décantation, centrifugation |
Attention ! Le lait semble homogène à l'œil nu mais est en réalité une émulsion (mélange hétérogène de type colloïde). Pour trancher, on utilise souvent un microscope ou des techniques de séparation.
Caption : Classification de la matière en corps pur, mélange homogène et mélange hétérogène.
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La solution aqueuse
Une solution aqueuse est un mélange homogène dans lequel l'eau est le solvant.
Vocabulaire des solutions.
• Solvant : espèce chimique majoritaire (ici, l'eau).
• Soluté : espèce(s) chimique(s) dissoute(s) dans le solvant.
• Solution : mélange homogène solvant + soluté(s).
• Solvant : espèce chimique majoritaire (ici, l'eau).
• Soluté : espèce(s) chimique(s) dissoute(s) dans le solvant.
• Solution : mélange homogène solvant + soluté(s).
Lorsqu'on dissout un soluté dans l'eau, on obtient une solution aqueuse. Le soluté peut être :
- un solide ionique (ex. : $\text{NaCl}$ → ions $\text{Na}^+$ et $\text{Cl}^-$ en solution)
- un composé moléculaire (ex. : glucose $\text{C}_6\text{H}_{12}\text{O}_6$ qui se dissout sans s'ioniser)
- un gaz (ex. : dioxyde de carbone $\text{CO}_2$ dissous dans l'eau gazeuse)
Exemple. Dissolution du chlorure de sodium :
$\text{NaCl}_{(s)} \xrightarrow{\text{eau}} \text{Na}^+_{(aq)} + \text{Cl}^-_{(aq)}$
Les ions $\text{Na}^+$ et $\text{Cl}^-$ sont dispersés de façon homogène dans l'eau.
$\text{NaCl}_{(s)} \xrightarrow{\text{eau}} \text{Na}^+_{(aq)} + \text{Cl}^-_{(aq)}$
Les ions $\text{Na}^+$ et $\text{Cl}^-$ sont dispersés de façon homogène dans l'eau.
Astuce. Le symbole (aq) signifie « aqueux » = dissous dans l'eau. Le symbole (s) = solide, (l) = liquide, (g) = gaz.
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Concentration massique
La concentration massique exprime la masse de soluté dissous par unité de volume de solution.
Formule — Concentration massique.
$$t = \frac{m_{\text{soluté}}}{V_{\text{solution}}}$$
avec $t$ en $\text{g·L}^{-1}$, $m_{\text{soluté}}$ en $\text{g}$ et $V_{\text{solution}}$ en $\text{L}$.
$$t = \frac{m_{\text{soluté}}}{V_{\text{solution}}}$$
avec $t$ en $\text{g·L}^{-1}$, $m_{\text{soluté}}$ en $\text{g}$ et $V_{\text{solution}}$ en $\text{L}$.
Exemple. On dissout $5{,}8\ \text{g}$ de NaCl dans suffisamment d'eau pour obtenir $200\ \text{mL}$ de solution.
$$t = \frac{5{,}8\ \text{g}}{0{,}200\ \text{L}} = 29\ \text{g·L}^{-1}$$
$$t = \frac{5{,}8\ \text{g}}{0{,}200\ \text{L}} = 29\ \text{g·L}^{-1}$$
Attention ! Il faut convertir le volume en litres avant d'appliquer la formule. $200\ \text{mL} = 0{,}200\ \text{L}$.
On utilise aussi le titre massique $w$ (sans dimension) :
$$w = \frac{m_{\text{soluté}}}{m_{\text{solution}}}$$
où $m_{\text{solution}} = m_{\text{solvant}} + m_{\text{soluté}}$. Il est souvent exprimé en pourcentage massique (%).
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Concentration molaire (quantité de matière)
La concentration molaire (ou concentration en quantité de matière) est la grandeur centrale de la chimie des solutions.
Formule — Concentration molaire.
$$c = \frac{n}{V}$$
avec $c$ en $\text{mol·L}^{-1}$, $n$ la quantité de matière en $\text{mol}$, $V$ le volume de solution en $\text{L}$.
$$c = \frac{n}{V}$$
avec $c$ en $\text{mol·L}^{-1}$, $n$ la quantité de matière en $\text{mol}$, $V$ le volume de solution en $\text{L}$.
Rappel : la quantité de matière $n$ est liée à la masse $m$ et à la masse molaire $M$ par :
$$n = \frac{m}{M}$$
Exemple. On prépare $500\ \text{mL}$ de solution de glucose ($M = 180\ \text{g·mol}^{-1}$) en dissolvant $9{,}0\ \text{g}$ de glucose.
$n = \dfrac{9{,}0}{180} = 0{,}050\ \text{mol}$
$c = \dfrac{0{,}050}{0{,}500} = 0{,}10\ \text{mol·L}^{-1}$
$n = \dfrac{9{,}0}{180} = 0{,}050\ \text{mol}$
$c = \dfrac{0{,}050}{0{,}500} = 0{,}10\ \text{mol·L}^{-1}$
Caption : Concentration molaire approximative de quelques solutions aqueuses courantes.
Astuce. On note la concentration molaire $[X]$ ou $c(X)$ pour l'espèce $X$. Par exemple, $[\text{NaCl}] = 0{,}10\ \text{mol·L}^{-1}$ signifie que la solution contient $0{,}10$ mol de NaCl par litre.
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Relation entre concentration massique et molaire
Les deux concentrations sont liées par la masse molaire $M$ du soluté.
Lien $t$ et $c$.
$$t = c \times M \quad \text{ou} \quad c = \frac{t}{M}$$
avec $t$ en $\text{g·L}^{-1}$, $c$ en $\text{mol·L}^{-1}$, $M$ en $\text{g·mol}^{-1}$.
$$t = c \times M \quad \text{ou} \quad c = \frac{t}{M}$$
avec $t$ en $\text{g·L}^{-1}$, $c$ en $\text{mol·L}^{-1}$, $M$ en $\text{g·mol}^{-1}$.
Exemple. Une solution de NaCl a $t = 29\ \text{g·L}^{-1}$. La masse molaire de NaCl : $M = 23 + 35{,}5 = 58{,}5\ \text{g·mol}^{-1}$.
$$c = \frac{29}{58{,}5} \approx 0{,}50\ \text{mol·L}^{-1}$$
$$c = \frac{29}{58{,}5} \approx 0{,}50\ \text{mol·L}^{-1}$$
Cette relation est très utile pour passer d'une expression à l'autre selon les données du problème.
Attention ! La masse molaire $M$ doit être celle de l'espèce dissoute (entité soluté). Pour NaCl, on prend $M(\text{NaCl}) = 58{,}5\ \text{g·mol}^{-1}$, pas la masse d'un seul ion.
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Préparation et dilution d'une solution
En laboratoire, on prépare les solutions de deux façons principales : par dissolution ou par dilution.
Dissolution. On dissout une masse $m$ de soluté solide (ou un volume $V_0$ de soluté liquide) dans le solvant jusqu'à atteindre le volume final $V$ dans une fiole jaugée.
Dilution. On ajoute du solvant à une solution mère (concentrée) pour obtenir une solution fille (diluée). La quantité de matière de soluté est conservée :
$$n_1 = n_2 \Rightarrow c_1 V_1 = c_2 V_2$$
avec l'indice 1 = solution mère, 2 = solution fille.
$$n_1 = n_2 \Rightarrow c_1 V_1 = c_2 V_2$$
avec l'indice 1 = solution mère, 2 = solution fille.
Exemple de dilution. On prélève $V_1 = 20{,}0\ \text{mL}$ d'une solution de NaCl à $c_1 = 1{,}00\ \text{mol·L}^{-1}$. On complète à $V_2 = 200\ \text{mL}$ avec de l'eau distillée. Concentration de la solution fille :
$$c_2 = \frac{c_1 V_1}{V_2} = \frac{1{,}00 \times 20{,}0}{200} = 0{,}100\ \text{mol·L}^{-1}$$
Le facteur de dilution est $F = V_2 / V_1 = 10$.
$$c_2 = \frac{c_1 V_1}{V_2} = \frac{1{,}00 \times 20{,}0}{200} = 0{,}100\ \text{mol·L}^{-1}$$
Le facteur de dilution est $F = V_2 / V_1 = 10$.
Protocole de dissolution (fiole jaugée) :
- Peser le soluté.
- Le dissoudre dans un bécher avec un peu de solvant.
- Transvaser dans la fiole jaugée, rincer le bécher.
- Compléter jusqu'au trait de jauge avec le solvant.
- Boucher et retourner plusieurs fois.
Astuce. Ne jamais remplir la fiole jaugée directement avec le solvant sans avoir d'abord dissous le soluté : risque de précipitation ou échauffement.
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Identification d'espèces chimiques en solution
On peut identifier les espèces chimiques présentes en solution grâce à des tests caractéristiques ou à des méthodes physiques.
| Espèce recherchée | Réactif / Méthode | Observation positive |
|---|---|---|
| Ions chlorure $\text{Cl}^-$ | Nitrate d'argent $\text{AgNO}_3$ | Précipité blanc de $\text{AgCl}$ |
| Ions fer(III) $\text{Fe}^{3+}$ | Soude $\text{NaOH}$ | Précipité rouille de $\text{Fe(OH)}_3$ |
| Ions fer(II) $\text{Fe}^{2+}$ | Soude $\text{NaOH}$ | Précipité vert de $\text{Fe(OH)}_2$ |
| Ions cuivre(II) $\text{Cu}^{2+}$ | Soude $\text{NaOH}$ | Précipité bleu de $\text{Cu(OH)}_2$ |
| Ions calcium $\text{Ca}^{2+}$ | Carbonate (eau de chaux) | Précipité blanc de $\text{CaCO}_3$ |
Méthodes physiques. On peut aussi utiliser la spectrophotométrie (absorption de lumière) ou la conductimétrie (mesure de la conductance) pour caractériser ou quantifier des espèces en solution.
Exemple. On ajoute quelques gouttes de nitrate d'argent à une eau inconnue. L'apparition d'un précipité blanc indique la présence d'ions $\text{Cl}^-$. Si le précipité est jaune pâle, des ions $\text{Br}^-$ sont présents.
En bref
- Un corps pur est constitué d'une seule espèce chimique ; ses constantes physiques sont fixes.
- Un mélange homogène est uniforme (une seule phase) ; un mélange hétérogène présente plusieurs phases.
- Une solution aqueuse = soluté(s) dissous dans l'eau (solvant).
- Concentration massique : $t = m/V$ (g·L⁻¹).
- Concentration molaire : $c = n/V$ (mol·L⁻¹) avec $n = m/M$.
- Lien : $t = c \times M$.
- Dilution : $c_1 V_1 = c_2 V_2$ (conservation de la quantité de matière).
- Tests caractéristiques : AgNO₃ → Cl⁻ (précipité blanc), NaOH → Fe³⁺ (rouille), Cu²⁺ (bleu).
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