DISSOLUTION DANS L'EAU DES SOLIDES IONIQUES

NOTION DE CONCENTRATION

DISSOLUTION DANS L'EAU DES SOLIDES IONIQUES

La dissolution d’un composé ionique solide dans l’eau sépare les deux types d’ions dont il est constitué :

-les ions charges d’électricité positive ou cations

-les ions charges d’électricité négative ou anions.

Le composé ionique solide ne porte pas de charge électrique : on dit qu’il est électriquement neutre. La solution aqueuse obtenue lorsqu’il est dissous dans l’eau est aussi électriquement neutre. Toutes les solutions ioniques conduisent le courant électrique : ce sont des électrolytes.

Exemple : Dissolution du chlorure de sodium dans l’eau (NaCl).

NaCl → Na⁺ + Cl^-

Dans la solution obtenue, il y a des ions Na⁺ et Cl^-

NOTION DE CONCENTRATION

Concentration massique C_m
C'est le rapport de la masse d’un composé X contenu dans un certain volume de solution divisée par ce volume de cette solution.

La masse m est exprimée en gramme(g)

Le volume V souvent exprimé en litre(l) .

La concentration Cm en gramme par litre(g/l)

Exemple
On dissout 5 g de sulfate de cuivre (CuSO₄) dans 400 ml d’eau. Quelle est alors la concentration massique du sulfate de cuivre ?

On a:

m(CuSO₄)=5g, V=400ml

c_m= m(CuSO₄)/V=5/0,4=12,5g/l

Concentration molaire d’une solution

On appelle concentration molaire d’une solution la quantité (en moles) de soluté dissout dans un litre de solution.

Soit n le nombre de moles de soluté introduit dans l’eau pour obtenir un volume V de solution, la concentration molaire de la solution obtenue est :

n _: la quantité de matière de A en solution en mole (mol)

V : volume de la solution en litre(l).

C : concentration molaire en môle par litre (mol/l)

Exemple :

Déterminer la concentration d’une eau salée obtenue en dissolvant 0,6g de chlorure de sodium dans l’eau et en complétant le volume a 200 cm³.

On donne les masses molaires atomiques : Na :23 ; Cl :35,5

M_NaCl=23+35,5=58.5 g/mol V=0,2 l

n=0.6/58,5=0,01mol

C= n/V=0,01/0,2=0,05 mol.l^-1

Remarque :

Les chimistes utilisent parfois les adjectifs molaire, décimolaire, centimolaire…pour caractériser des solutions de concentrations 1mol.l^-1,0,1 mol.l^-1,0,01mol.l^-1…

Concentration d’une espèce en solution

La concentration molaire d’une espèce chimique A en solution notée [A] est la quantité de matière de cette espèce présente dans un litre de solution.

n_A : la quantité de matière de A en solution en mole (mol)

V : volume de la solution en litre(l).

[A]: concentration molaire en mole par litre (mol/l)

Exemple : On dissout 0,585 g de NaCl dans 100 ml d’eau. Calculons les concentrations molaires de chaque espèce en solution.

NaCl → Na⁺ +Cl^-

^{1mol 1mol 1mol}

En divisant partout par V, on obtient

[Na+]=[Cl-]=[NaCl] or

Donc [Na+]=[Cl-]= 0,1

Dilution :

Une solution est d’autant plus concentrée (sa concentration est d’autant plus grande) que la quantité de soluté est plus grande pour un volume de solution donné. On peut diminuer la concentration d’une solution en la diluant, c’est-à-dire en augmentant le volume d’eau : c’est la dilution.

Exemple :

On dispose d’un volume V₁=100 ml d’une solution S₁ de chlorure de sodium de concentration C₁=0,1 mol/l. On la dilue en ajoutant 400 ml d’eau. Quelle est la concentration C₂ de la solution diluée S₂ ?

La quantité de matière est identique avant et après la dilution

Avant : n=C₁V₁

Apres : n=C₂V₂

C₁V₁=C₂V₂ => C₂=C₁ V₁/V₂=0,1x0,1/0,5=0,02 mol.l^-1.

Solubilité :

C’est la capacite d’un soluté à se dissoudre dans un solvant. Cela dépende de divers acteurs, comme la température et la nature du soluté (ionique ou moléculaire) et du solvant (ici, l’eau). Elle augmente en général avec la température.

La quantité de solide susceptible d’être dissoute est limitée. On arrive toujours à la saturation de la solution : c’est une solution dans laquelle la quantité maximale de soluté est dissoute à une température donnée. Si on ajoute plus de soluté, il se dissoudra plus.

On a :

C=solubilité/M

Solubilité en g/l

C, concentration molaire en mol/l

M, masse molaire en g/mol

Exemple :

La solubilité du sulfate de baryum (BaSO₄) à 20 C est 2,2.10^-3. Calculer la concentration d’une solution saturée de sulfate de baryum.

C= 2,2.10^-3/(137,3+32+4x16=1,1.10-5 mol.l^-1.

ELECTRONEUTRALITE D’UNE SOLUTION

Une solution aqueuse ionique a une charge électrique globale  : il y a autant de charges positives que de charges négatives. On dit qu’elle est électriquement neutre.

Par définition, lorsqu’une solution contient des ions A^a+, B^b+,….,X^x-,Y^y- …l’équation qui traduit son électroneutralité s’écrit :

a[A^a+]+ b[B^b+]+…..= x[X^x+]+y[Y^y+]…

Exemples :

Soit l’équation : NaCl → Na⁺ +Cl^-

La neutralité permet d’écrire :

[Na⁺] = [Cl^-]

EXERCICES

EXERCICE I :

Ecrire les équations de mise en solution des soldes ioniques suivants :

-Chlorure d’aluminium ; AlCl_3 ;

-nitrate de plomb : Pb(NO₃) ;

-oxyde de magnésium : MgO ;

-permanganate de potassium : KMnO₄ ;

-dichromate de potassium : K₂Cr₂O₇ ;

EXERCICE II:

1.On dissout un volume 5ml de chlorure d’hydrogène de concentration 1 mol/l dans l’eau pure, pour obtenir 100 cm³ d’une solution chlorhydrique.

a- Calculer la concentration de la solution obtenue.

b-Comment appelle-t-on cette opération et quel est son rôle ?

2.On dissout 4g de cristaux d’hydroxyde de sodium dans 1l d’eau pure.

a-Calculer la concentration molaire de la solution obtenue.

b-Quel volume d’eau pure doit-on ajouter à 5 ml de cette solution pour obtenir une solution de concentration 10^-3 mol.l^-1 ?

EXERCICE III :

On dissout du sulfate d’aluminium Al₂(SO₂)₃ dans l’eau.

1.Ecrire l’équation de mise en solution.

2.Ecrire l’équation traduisant l’électroneutralité de la solution obtenue.

3.La concentration des ions sulfates dans la solution est 0,3 mol.l^-1.En déduire :

3.1-La concentration des ions aluminium

3.2-La masse de sulfate d’aluminium solide qu’il a fallu introduire dans l’eau pour préparer 100 cm³ de cette solution.

EXERCICE IV :

On veut préparer une solution de sulfate de sodium de concentration C=0,25 mol.l-1.

1.Quelle masse de sulfate de sodium solide faut-il dissoudre dans l’eau pour obtenir 200cm³ de solution ?

2.Calculer la quantité de matière de chacun des ions présents dans 100cm³ de la solution ainsi obtenue.

3.Veriier l’électroneutralité de la solution.

CORRIGES

EXERCICE I :

-Chlorure d’aluminium ; AlCl_3 ;

AlCl₃ Al³⁺ +3Cl^-

-nitrate de plomb : Pb(NO₃) ;

Pb(NO₃)  Pb²⁺ + NO^-₃

-oxyde de magnésium : MgO ;

MgO Mg²⁺ + O^-2

-permanganate de potassium : KMnO₄ ;

KMnO₄ K⁺ + MnO^-₄

-dichromate de potassium : K₂Cr₂O₇ ;

K₂Cr₂O₇ 2K⁺ + Cr₂O^2-₇

EXERCICE II:

1. a-Calcul de la concentration finale.

C₁V₁=C₂V₂ =>C₂= C₁V₁/V₂=1x5.10^-3/100.10^-3=0,05 mo.l^-1

b-c’est une dilution

Son rôle est de diminuer la concentration de la solution.

2.

a-Calcul de la concentration de la solution obtenue.

NaOH→Na⁺ + HO^-

M(NaOH)=23+16+1=40 g/mol

C=n/V=m /MV=4/40x1=4g/l =0,1 mol/l.

b-C₁V₁=C₂V₂=C₂(V₁ + V) =>V₁ + V= C₁V₁/C₂=0,1x5/10^-3=500ml,

V=500-5=495, il faudra ajouter 500-5=495 ml d’eau.

.

EXERCICE III 

1.Equation de mise en solution. : Al₂(SO₄)₃ → 2Al³⁺ + 3SO₄^2-

2.L’equation d’électroneutralité permet d’écrire :

3[Al³⁺] = 2[SO₄^2-]

3.

3.1-Soit n le nombre de mole de Al₂(SO₄)_{3 ,} [SO₄^2-]=0,3 mol.l^-1

Al₂(SO₄)₃ → 2Al³⁺ + 3SO₄^2-

^{1 mol 2mol 3 mol}

Al³⁺]=2[SO₄^2-] =>Al³⁺]=2[SO₄^2-]/3=2x0/3=2x0,3/3=0,2 mol/l

3.2- masse de sulfate d’aluminium solide

Soient m la masse de Al₂(SO₄)₃ , C sa concentration et M sa masse molaire

M=2x27+3(32+4x16)=342

n_SO4=3n <=> C= [SO₄^2-] /3=0,3/3=0,1 mol/l

EXERCICE IV :

1.Soient m la masse de Na₂SO₄ et M sa masse molaire

Equation de mise en solution :

Na₂SO_{4 →}2Na+ +SO₄^2-

M=23x2+32+4x16=142

m=CVM=0,25x0,2x142=7,1 g

2.Soit n, le nombre de moles de NaSO4 dans 10 cm³,

C=n/V => n=CV=0,25x0.01=0,0025 mol

en solution, on a :

Na₂SO₄ → 2 Na⁺ + SO₄^2-

1 mol 2 mol 1 mol

n_Na+=2n=2x0,0025=0,005=5.10^-3 mol

n_SO4 =n= 00025=2,5.10^-3 mol

3.Veriier l’électroneutralité de la solution.

[Na+]= n_Na+/V=0,005/0.01=0,5 mol/l

[SO₄^2-]=0.0025/0,01=0,25 mol/l

On voit bien que [Na+]=2[SO₄^2-] qui est l’équation d’électroneutralité.

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