À propos de cette page
Ce cours de physique-chimie (2nde) en seconde sur « Solutions aqueuses et concentrations » suit le programme officiel de physique-chimie (2nde) de seconde. Il présente les définitions, les propriétés et les méthodes essentielles, accompagnées d'exemples résolus pour bien comprendre. Au programme : Solvant, soluté et solution aqueuse, La dissolution : ce qui se passe à l'échelle microscopique, Concentration massique, Quantité de matière et masse molaire. 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 seconde à réussir en physique-chimie (2nde).
Au programme
1 · Solvant, soluté et solution aqueuse
2 · La dissolution : ce qui se passe à l'échelle microscopique
3 · Concentration massique
4 · Quantité de matière et masse molaire
5 · Concentration molaire
6 · Préparer une solution par dissolution ou par dilution
7 · Identifier une espèce chimique dissoute — tests caractéristiques
1Solvant, soluté et solution aqueuse
Une solution est un mélange homogène obtenu en dissolvant une ou plusieurs espèces chimiques dans un liquide. Lorsque le liquide est l'eau, on parle de solution aqueuse.
Définition. - Le solvant est le liquide dans lequel on dissout. Dans une solution aqueuse, le solvant est l'eau ($\text{H}_2\text{O}$).
- Le soluté est l'espèce chimique dissoute (solide, liquide ou gaz).
- La solution = solvant + soluté(s).
Exemples.- Eau salée : solvant = eau, soluté = chlorure de sodium (NaCl).
- Eau sucrée : solvant = eau, soluté = saccharose ($\text{C}_{12}\text{H}_{22}\text{O}_{11}$).
- Eau gazeuse : solvant = eau, soluté = dioxyde de carbone ($\text{CO}_2$).
Astuce. Un mélange homogène a la même composition partout : on ne distingue pas les constituants à l'œil nu.
2La dissolution : ce qui se passe à l'échelle microscopique
À l'échelle microscopique, la dissolution correspond à la dissociation (pour les sels ioniques) ou à la dispersion moléculaire (pour les soluté moléculaires) des entités dans le solvant.
Dissolution d'un sel ionique — exemple du NaCl.
Le chlorure de sodium est constitué d'ions $\text{Na}^+$ et $\text{Cl}^-$. Dans l'eau, les molécules d'eau séparent et entourent ces ions :
$$\text{NaCl} \xrightarrow{\text{H}_2\text{O}} \text{Na}^+(aq) + \text{Cl}^-(aq)$$
La notation (aq) signifie que l'ion est en solution aqueuse (aqueous).
Dissolution d'un soluté moléculaire — exemple du glucose.
Le glucose $\text{C}_6\text{H}_{12}\text{O}_6$ ne se dissocie pas en ions ; ses molécules restent entières et se dispersent uniformément :
$$\text{C}_6\text{H}_{12}\text{O}_6 (s) \xrightarrow{\text{H}_2\text{O}} \text{C}_6\text{H}_{12}\text{O}_6 (aq)$$
Le schéma ci-dessous illustre les étapes de la dissolution d'un sel ionique dans l'eau.
Caption : Les ions Na⁺ et Cl⁻ sont arrachés au cristal par les molécules d'eau et dispersés dans la solution.
Attention ! La dissolution est différente d'une réaction chimique : le soluté peut souvent être récupéré par évaporation du solvant.
3Concentration massique
La concentration massique $C_m$ indique la masse de soluté dissoute par unité de volume de solution.
Formule.$$C_m = \frac{m}{V}$$
- $C_m$ : concentration massique, en $\text{g·L}^{-1}$ (ou g/L)
- $m$ : masse de soluté en grammes (g)
- $V$ : volume de solution en litres (L)
Exemple. On dissout $5{,}0$ g de sucre dans de l'eau pour obtenir $250$ mL de solution. Calculer $C_m$.
$V = 250 \text{ mL} = 0{,}250 \text{ L}$
$C_m = \dfrac{5{,}0}{0{,}250} = 20 \text{ g·L}^{-1}$
| Grandeur | Symbole | Unité SI |
|---|
| Masse de soluté | $m$ | g |
| Volume de solution | $V$ | L (ou mL) |
| Concentration massique | $C_m$ | g·L⁻¹ |
Attention ! Il faut bien utiliser le volume de solution, pas le volume de solvant.
Le graphique suivant montre comment évolue la concentration massique en faisant varier la masse de soluté, à volume constant (exemple : V = 1 L).
Caption : Relation linéaire entre masse de soluté et concentration massique à volume constant. Doubler la masse double la concentration.
4Quantité de matière et masse molaire
Pour exprimer la concentration en quantité de matière, il faut d'abord connaître la masse molaire de l'espèce dissoute.
Masse molaire $M$.
La masse molaire $M$ d'une espèce chimique est la masse (en g) d'une mole de cette espèce, c'est-à-dire de $6{,}02 \times 10^{23}$ entités (constante d'Avogadro).
Unité : $\text{g·mol}^{-1}$.
On l'obtient en additionnant les masses molaires atomiques trouvées dans le tableau périodique.
Exemple : masse molaire du chlorure de sodium NaCl.
$M(\text{Na}) = 23{,}0 \text{ g·mol}^{-1}$ ; $M(\text{Cl}) = 35{,}5 \text{ g·mol}^{-1}$
$M(\text{NaCl}) = 23{,}0 + 35{,}5 = 58{,}5 \text{ g·mol}^{-1}$
Relation masse — quantité de matière.$$n = \frac{m}{M}$$
- $n$ : quantité de matière en moles (mol)
- $m$ : masse en grammes (g)
- $M$ : masse molaire en g·mol⁻¹
Astuce mnémotechnique. On retient facilement : $m = n \times M$ (comme distance = vitesse × temps).
5Concentration molaire
La concentration molaire $C$ (ou $C_m$ parfois notée $[\text{X}]$) exprime la quantité de matière de soluté par litre de solution.
Formule.$$C = \frac{n}{V}$$
- $C$ : concentration molaire en mol·L⁻¹ (ou mol/L)
- $n$ : quantité de matière de soluté en mol
- $V$ : volume de solution en L
Lien entre les deux concentrations :
$$C = \frac{C_m}{M}$$
Exemple. Une solution de NaCl a une concentration massique $C_m = 5{,}85 \text{ g·L}^{-1}$. Calculer $C$.
$M(\text{NaCl}) = 58{,}5 \text{ g·mol}^{-1}$
$C = \dfrac{5{,}85}{58{,}5} = 0{,}100 \text{ mol·L}^{-1}$
Attention ! Ne pas confondre $C_m$ (concentration massique, en g·L⁻¹) et $C$ (concentration molaire, en mol·L⁻¹). Les unités sont différentes.
Caption : Comparaison des concentrations molaires de quelques solutions courantes. Le vinaigre est plus concentré en acide acétique que le sérum en NaCl.
6Préparer une solution par dissolution ou par dilution
En laboratoire, on prépare une solution de concentration précise de deux façons :
Préparation par dissolution (protocole).- Peser la masse $m = C_m \times V$ de soluté.
- Dissoudre dans un bécher avec un peu de solvant (eau distillée).
- Transvaser dans une fiole jaugée de volume $V$.
- Rincer le bécher plusieurs fois et ajouter les rinçures dans la fiole.
- Compléter au trait de jauge (bouchon, agitation).
Préparation par dilution.
On part d'une solution mère de concentration $C_1$ pour préparer une solution fille de concentration $C_2 < C_1$, de volume $V_2$.
Conservation de la quantité de matière :
$$C_1 V_1 = C_2 V_2$$
On prélève le volume $V_1 = \dfrac{C_2 V_2}{C_1}$ de la solution mère, on le met dans une fiole jaugée de volume $V_2$, et on complète au trait de jauge avec de l'eau distillée.
Exemple. On veut préparer $100 \text{ mL}$ d'une solution de NaCl à $C_2 = 0{,}050 \text{ mol·L}^{-1}$ à partir d'une solution mère à $C_1 = 0{,}250 \text{ mol·L}^{-1}$.
$V_1 = \dfrac{0{,}050 \times 0{,}100}{0{,}250} = 0{,}020 \text{ L} = 20{,}0 \text{ mL}$
On prélève $20{,}0$ mL de la solution mère, on verse dans une fiole de $100$ mL et on complète à l'eau distillée.
Astuce. Le facteur de dilution vaut $F = C_1/C_2 = V_2/V_1$. Ici $F = 5$ : la solution est 5 fois moins concentrée.
7Identifier une espèce chimique dissoute — tests caractéristiques
Certains ions en solution peuvent être identifiés par des tests caractéristiques qui produisent un précipité coloré ou un gaz caractéristique.
| Ion à identifier | Réactif | Observation |
|---|
| Ion chlorure $\text{Cl}^-$ | Nitrate d'argent $\text{AgNO}_3$ | Précipité blanc ($\text{AgCl}$) |
| Ion sulfate $\text{SO}_4^{2-}$ | Chlorure de baryum $\text{BaCl}_2$ | Précipité blanc ($\text{BaSO}_4$) |
| Ion cuivre $\text{Cu}^{2+}$ | Soude ($\text{NaOH}$) | Précipité bleu ($\text{Cu(OH)}_2$) |
| Ion fer III $\text{Fe}^{3+}$ | Soude ($\text{NaOH}$) | Précipité rouille ($\text{Fe(OH)}_3$) |
| Ion fer II $\text{Fe}^{2+}$ | Soude ($\text{NaOH}$) | Précipité vert ($\text{Fe(OH)}_2$) |
Attention ! Ces tests ne renseignent que sur la nature des ions, pas sur leur concentration.
Exemple. Une eau minérale est testée avec du $\text{AgNO}_3$ : un précipité blanc se forme. Cela prouve la présence d'ions $\text{Cl}^-$ dans l'eau minérale.
À retenir. En cas de doute entre fer II et fer III, seul le fer III donne une couleur rouille caractéristique avec la soude.
★À retenir
En bref :
• Une solution aqueuse = eau (solvant) + soluté dissous. Mélange homogène.
• La concentration massique : $C_m = m/V$ (g·L⁻¹).
• La quantité de matière : $n = m/M$ (mol) ; $M$ = masse molaire en g·mol⁻¹.
• La concentration molaire : $C = n/V$ (mol·L⁻¹) ; $C = C_m/M$.
• Dissolution : dissoudre, transvaser dans fiole jaugée, compléter au trait de jauge.
• Dilution : $C_1 V_1 = C_2 V_2$ (conservation de la quantité de matière).
• Tests caractéristiques : AgNO₃ (Cl⁻ → précipité blanc), BaCl₂ (SO₄²⁻ → précipité blanc), NaOH (Cu²⁺ → bleu, Fe³⁺ → rouille, Fe²⁺ → vert).