Physique-Chimie (Spé) — Constitution et transformations de la matière
Solutions aqueuses et pH
Dissolution, concentration, dilution, notion de pH
Résumé synthétiqueFiche en 5 sectionsQuiz de 10 questionsGratuit, sans pub
Résumé
Du sel dans l'eau, du sucre dans le café, un médicament dans le sang : partout, la chimie se joue **en solution**. Une **solution aqueuse** est un mélange **homogène** obtenu en dissolvant un **soluté** dans l'eau, le **solvant**. La **concentration en quantité de matière** $C = \dfrac{n}{V}$ (en $\mathrm{mol/L}$) dit combien de soluté est dissous. Dissoudre un solide ionique libère ses ions : $\mathrm{NaCl(s) \rightarrow Na^+(aq) + Cl^-(aq)}$. Le **pH** mesure l'**acidité** : $\mathrm{pH} = -\log[\mathrm{H_3O^+}]$, **acide** si $\mathrm{pH} < 7$, **neutre** si $\mathrm{pH} = 7$, **basique** si $\mathrm{pH} > 7$. Enfin, **diluer** une solution, c'est lui ajouter du solvant : la quantité de soluté se **conserve** ($C_1 V_1 = C_2 V_2$) mais la concentration **diminue**.
Dissoudre du sel dans l'eau, c'est déjà de la chimie ! Le **soluté** se disperse dans le **solvant** pour former un **mélange homogène**. Comprendre ce processus est la base de toute la chimie des solutions.
- **Soluté** : espèce dissoute (sel, sucre, acide…). **Solvant** : liquide qui dissout (l'**eau** le plus souvent).
- **Solution** $=$ solvant $+$ soluté(s) $\rightarrow$ **mélange homogène**.
- **Dissolution** d'un solide **ionique** : les ions se séparent. Ex. : $\mathrm{NaCl(s) \rightarrow Na^+(aq) + Cl^-(aq)}$.
- **Dissolution** d'un solide **moléculaire** : les molécules se dispersent. Ex. : le sucre dans l'eau.
- L'eau est un **bon solvant** car c'est une molécule **polaire** (elle attire les ions).
- **Électroneutralité** : en solution, la somme des charges positives égale la somme des charges négatives.
Exemple
On dissout du chlorure de calcium $\mathrm{CaCl_2(s)}$ dans l'eau. Équation de dissolution : $\mathrm{CaCl_2(s) \rightarrow Ca^{2+}(aq) + 2\,Cl^-(aq)}$. Pour $0{,}1\ \mathrm{mol}$ de $\mathrm{CaCl_2}$ dissous, on obtient $0{,}1\ \mathrm{mol}$ de $\mathrm{Ca^{2+}}$ et $0{,}2\ \mathrm{mol}$ de $\mathrm{Cl^-}$. Vérification de l'**électroneutralité** : $0{,}1 \times (+2) = 0{,}2 \times (-1)$ en valeur absolue $\Rightarrow$ OK.
Piège à éviter
Ne pas confondre **dissolution** (le soluté se disperse dans le solvant) et **fusion** (passage de l'état solide à l'état liquide). Le sel se **dissout** dans l'eau, il ne **fond pas**.
Deux façons de mesurer « combien il y a de soluté » dans une solution : la **concentration massique** (en $\mathrm{g/L}$) et la **concentration en quantité de matière** (en $\mathrm{mol/L}$). Les deux sont reliées par la **masse molaire** $M$.
- **Concentration massique** : $C_m = \dfrac{m}{V}$ en $\mathrm{g/L}$ (masse de soluté par litre de solution).
- **Concentration en quantité de matière** : $C = \dfrac{n}{V}$ en $\mathrm{mol/L}$ (quantité de matière par litre de solution).
- **Lien entre les deux** : $C_m = C \times M$ (avec $M$ la masse molaire en $\mathrm{g/mol}$).
- Lien quantité de matière–masse : $n = \dfrac{m}{M}$.
- Exemple : $C = 0{,}1\ \mathrm{mol/L}$ de $\mathrm{NaCl}$ $\Rightarrow$ $C_m = 0{,}1 \times 58{,}5 = 5{,}85\ \mathrm{g/L}$.
- Pour préparer une solution : peser le soluté, le dissoudre, compléter à la **fiole jaugée** jusqu'au **trait de jauge**.
Exemple
On veut préparer $250\ \mathrm{mL}$ d'une solution de glucose ($\mathrm{C_6H_{12}O_6}$, $M = 180\ \mathrm{g/mol}$) à $C = 0{,}050\ \mathrm{mol/L}$. Quantité de matière : $n = C \times V = 0{,}050 \times 0{,}250 = 0{,}0125\ \mathrm{mol}$. Masse : $m = n \times M = 0{,}0125 \times 180 = 2{,}25\ \mathrm{g}$. On pèse $2{,}25\ \mathrm{g}$ de glucose, on dissout dans un peu d'eau, puis on complète à $250\ \mathrm{mL}$ dans une fiole jaugée.
Piège à éviter
Ne pas confondre $C_m$ (en $\mathrm{g/L}$) et $C$ (en $\mathrm{mol/L}$) : on passe de l'une à l'autre par $C_m = C \times M$. Dire « la concentration est de $5$ » ne veut rien dire sans préciser l'unité ($5\ \mathrm{g/L}$ et $5\ \mathrm{mol/L}$ sont très différents !).
**Diluer**, c'est ajouter du **solvant** pour **baisser la concentration**, sans changer la **quantité de soluté**. La relation $C_1 V_1 = C_2 V_2$ est votre meilleur allié pour ces calculs.
- **Diluer** $=$ ajouter du solvant pour **diminuer la concentration**.
- La **quantité de matière** de soluté ne change **pas** : $n_1 = n_2$.
- Donc $C_1 \times V_1 = C_2 \times V_2$ (**relation fondamentale de la dilution**).
- **Facteur de dilution** : $F = \dfrac{C_1}{C_2} = \dfrac{V_2}{V_1}$. Ex. : dilution au dixième $\Rightarrow$ $F = 10$.
- **Protocole** : prélever $V_1$ avec une **pipette jaugée**, verser dans une **fiole jaugée**, compléter à $V_2$ avec de l'eau.
- Attention : ne **jamais** compléter au-dessus du trait de jauge !
Exemple
On dispose d'un sérum physiologique à $C_1 = 0{,}15\ \mathrm{mol/L}$ (de $\mathrm{NaCl}$). On veut préparer $200\ \mathrm{mL}$ de solution diluée à $C_2 = 0{,}015\ \mathrm{mol/L}$. Facteur de dilution : $F = \dfrac{C_1}{C_2} = 10$. Volume à prélever : $V_1 = \dfrac{C_2 \times V_2}{C_1} = \dfrac{0{,}015 \times 200}{0{,}15} = 20\ \mathrm{mL}$. On prélève $20\ \mathrm{mL}$ avec une pipette jaugée et on complète à $200\ \mathrm{mL}$ dans une fiole jaugée.
Piège à éviter
Lors d'une **dilution**, la **quantité de matière** de soluté est **conservée** (on n'en ajoute pas, on n'en enlève pas). Ce qui change, c'est le volume total et donc la **concentration**. Ne jamais écrire que $n$ change lors d'une dilution.
Le **pH** est une échelle **logarithmique** qui mesure l'**acidité** d'une solution. Un $\mathrm{pH}$ de $3$ est $10$ fois plus acide qu'un $\mathrm{pH}$ de $4$, et $100$ fois plus acide qu'un $\mathrm{pH}$ de $5$. Cette échelle compacte couvre une gamme immense de concentrations.
- **Définition** : $\mathrm{pH} = -\log[\mathrm{H_3O^+}]$, où $[\mathrm{H_3O^+}]$ est la concentration en ions oxonium (en $\mathrm{mol/L}$).
- **Inversement** : $[\mathrm{H_3O^+}] = 10^{-\mathrm{pH}}$. Ex. : $\mathrm{pH} = 3$ $\Rightarrow$ $[\mathrm{H_3O^+}] = 10^{-3} = 0{,}001\ \mathrm{mol/L}$.
- **Échelle de pH** : $0$ (très acide) $\rightarrow$ $7$ (neutre) $\rightarrow$ $14$ (très basique).
- **Acide** : libère des ions $\mathrm{H_3O^+}$. Ex. : $\mathrm{HCl \rightarrow H_3O^+ + Cl^-}$ (acide fort, $\mathrm{pH} \approx 1$).
- **Base** : libère des ions $\mathrm{HO^-}$. Ex. : $\mathrm{NaOH \rightarrow Na^+ + HO^-}$ (base forte, $\mathrm{pH} \approx 13$).
- **Diluer** un acide $\Rightarrow$ le $\mathrm{pH}$ **augmente** (se rapproche de $7$). Diluer une base $\Rightarrow$ le $\mathrm{pH}$ **diminue**.
- Dans l'eau pure à $25\,{}^\circ\mathrm{C}$ : $[\mathrm{H_3O^+}] \times [\mathrm{HO^-}] = 10^{-14}$ (**produit ionique de l'eau**).
Exemple
Le vinaigre blanc a un $\mathrm{pH} \approx 2{,}5$. Calculons $[\mathrm{H_3O^+}]$ : $[\mathrm{H_3O^+}] = 10^{-2{,}5} \approx 3{,}2 \times 10^{-3}\ \mathrm{mol/L}$. On peut aussi en déduire $[\mathrm{HO^-}] = \dfrac{10^{-14}}{[\mathrm{H_3O^+}]} = \dfrac{10^{-14}}{3{,}2 \times 10^{-3}} \approx 3{,}1 \times 10^{-12}\ \mathrm{mol/L}$ (très peu d'ions $\mathrm{HO^-}$ $\Rightarrow$ milieu **acide**).
Piège à éviter
Quand on dilue un **acide**, le $\mathrm{pH}$ augmente et se rapproche de $7$, mais ne **dépasse jamais** $7$. De même, diluer une **base** fait baisser le $\mathrm{pH}$ vers $7$, sans jamais descendre en dessous. On ne peut pas transformer un acide en base juste en le diluant !
Les confusions entre **dissolution** et **dilution**, entre concentration **massique** et **molaire**, ou sur les propriétés de l'**échelle de pH** sont les pièges les plus courants de ce chapitre. Voici comment les éviter.
- Ne pas confondre concentration **massique** ($\mathrm{g/L}$) et **en quantité de matière** ($\mathrm{mol/L}$).
- Lors d'une **dilution**, la **quantité de matière** est conservée, **pas** la concentration.
- $\mathrm{pH} = 0$ ne signifie pas « pas d'acide » mais « **très acide** » ($[\mathrm{H_3O^+}] = 1\ \mathrm{mol/L}$).
- Un $\mathrm{pH}$ qui diminue de $1$ unité $\Rightarrow$ $[\mathrm{H_3O^+}]$ est multipliée par $10$ (**échelle logarithmique**).
- Ne pas confondre **dissolution** (processus physico-chimique) et **dilution** (ajout de solvant).
Exemple
Piège type : « Le $\mathrm{pH}$ d'un acide fort à $10^{-8}\ \mathrm{mol/L}$ vaut-il $8$ ? » Non ! Un acide ne peut pas avoir un $\mathrm{pH}$ basique. À cette concentration extrêmement diluée, l'**autoprotolyse de l'eau** ($K_e = 10^{-14}$) n'est plus négligeable. Le $\mathrm{pH}$ réel est proche de $6{,}98$, **légèrement acide**.
Piège à éviter
La relation $\mathrm{pH} = -\log[\mathrm{H_3O^+}]$ donne directement le $\mathrm{pH}$ pour les acides forts **et** lorsque la concentration est suffisante (au-delà de $10^{-6}\ \mathrm{mol/L}$ environ). En dessous, il faut tenir compte de l'**autoprotolyse de l'eau**.
Quiz - Solutions aqueuses et pH
10 questions
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Questions fréquentes
Les points clés à retenir sur Solutions aqueuses et pH, extraits du quiz de révision.
Une solution de $\mathrm{pH} = 4$ est :
Réponse :
Acide
$\mathrm{pH} < 7$ $\Rightarrow$ solution **acide** ; $\mathrm{pH} = 7$ $\Rightarrow$ neutre ; $\mathrm{pH} > 7$ $\Rightarrow$ basique. Ici $\mathrm{pH} = 4$, donc la solution est **acide**.
Quelle est la concentration $[\mathrm{H_3O^+}]$ pour un $\mathrm{pH} = 3$ ?
Réponse :
$10^{-3}\ \mathrm{mol/L}$
$[\mathrm{H_3O^+}] = 10^{-\mathrm{pH}} = 10^{-3} = 0{,}001\ \mathrm{mol/L}$. Le $\mathrm{pH}$ est le logarithme décimal de la concentration, changé de signe.
On dilue $10$ fois une solution de concentration $0{,}5\ \mathrm{mol/L}$. La nouvelle concentration est :
Réponse :
$0{,}05\ \mathrm{mol/L}$
Dilution au dixième : $C_2 = \dfrac{C_1}{10} = \dfrac{0{,}5}{10} = 0{,}05\ \mathrm{mol/L}$. La quantité de matière est conservée mais répartie dans un plus grand volume.
La relation de dilution est :
Réponse :
$C_1 \times V_1 = C_2 \times V_2$
$C_1 V_1 = C_2 V_2$, car la quantité de matière $n = C \times V$ est conservée lors d'une dilution (on ne fait qu'ajouter du solvant).