Les solutions aqueuses et leurs réactions

Une solution est un mélange homogène, c'est-à-dire que l'on ne peut pas distinguer ses différents constituants à l'œil nu. Elle est composée d'un solvant (la substance majoritaire qui dissout) et d'un ou plusieurs solutés (les substances minoritaires qui sont dissoutes).

Lorsque le solvant est l'eau, la solution est dite aqueuse. L'eau est un excellent solvant en raison de sa polarité.

Il existe deux grands types de solutions aqueuses :

• Solutions moléculaires : Le soluté est une substance moléculaire (ex: sucre, éthanol) qui se disperse dans l'eau sans se dissocier en ions. Ces solutions ne conduisent pas le courant électrique.
• Solutions ioniques : Le soluté est un composé ionique (sel) ou une substance qui s'ionise dans l'eau (certains acides). Il se dissocie en ions positifs (cations) et négatifs (anions). Ces solutions conduisent le courant électrique.

La concentration permet de quantifier la quantité de soluté présente dans une solution.

• Concentration massique ($C_m$) : C'est la masse de soluté dissoute par litre de solution.

  • Formule : $C_m = \frac{m_{soluté}}{V_{solution}}$
  • Unités : $m_{soluté}$ en grammes (g), $V_{solution}$ en litres (L), donc $C_m$ en grammes par litre (g/L).

• Concentration molaire ($C$) : C'est la quantité de matière (nombre de moles) de soluté dissoute par litre de solution. On l'appelle aussi molarité.

  • Formule : $C = \frac{n_{soluté}}{V_{solution}}$
  • Unités : $n_{soluté}$ en moles (mol), $V_{solution}$ en litres (L), donc $C$ en moles par litre (mol/L).

• Relation entre $C_m$ et $C$ : On sait que la quantité de matière $n = \frac{m}{M}$ (où $M$ est la masse molaire du soluté).

  • En remplaçant dans la formule de $C$ : $C = \frac{m_{soluté}/M_{soluté}}{V_{solution}} = \frac{C_m}{M_{soluté}}$
  • Donc, $C_m = C \times M_{soluté}$.
  • Cette relation est essentielle pour passer d'une concentration à l'autre.

La dissolution consiste à dissoudre un soluté solide ou liquide dans un solvant pour obtenir une solution.

Protocole expérimental (pour un soluté solide) :

1. Calcul de la masse de soluté : Pour préparer un volume $V_{solution}$ d'une solution de concentration molaire $C$, on doit calculer la quantité de matière nécessaire : $n_{soluté} = C \times V_{solution}$. Puis, on calcule la masse correspondante : $m_{soluté} = n_{soluté} \times M_{soluté}$.
2. Pesée du soluté : Peser précisément la masse calculée de soluté solide à l'aide d'une balance de précision, dans une coupelle de pesée.
3. Introduction dans une fiole jaugée : Introduire le soluté pesé dans une fiole jaugée du volume souhaité, à l'aide d'un entonnoir. Rincer la coupelle et l'entonnoir avec un peu d'eau distillée pour transférer tout le soluté.
4. Dissolution partielle : Ajouter de l'eau distillée jusqu'à environ la moitié de la fiole. Boucher et agiter pour dissoudre complètement le soluté.
5. Ajustement au trait de jauge : Compléter avec de l'eau distillée jusqu'au trait de jauge, en s'assurant que le bas du ménisque affleure le trait. Pour une meilleure précision, utiliser une pipette compte-gouttes à l'approche du trait.
6. Homogénéisation : Boucher la fiole et l'agiter par retournements successifs pour bien homogénéiser la solution.

Matériel de laboratoire requis :

• Balance de précision
• Spatule
• Coupelle de pesée
• Fiole jaugée (volume précis)
• Entonnoir
• Pissette d'eau distillée
• Pipette compte-gouttes (facultatif mais recommandé pour la précision)

La dilution consiste à réduire la concentration d'une solution en ajoutant du solvant, sans changer la quantité de matière de soluté.

Principe clé : Au cours d'une dilution, la quantité de matière de soluté se conserve. $n_{soluté, mère} = n_{soluté, fille}$

Puisque $n = C \times V$, on a : $C_{mère} \times V_{mère} = C_{fille} \times V_{fille}$

• $C_{mère}$ : concentration de la solution mère (initiale)
• $V_{mère}$ : volume prélevé de la solution mère
• $C_{fille}$ : concentration de la solution fille (diluée)
• $V_{fille}$ : volume final de la solution fille

Le facteur de dilution ($F$) est défini comme : $F = \frac{C_{mère}}{C_{fille}} = \frac{V_{fille}}{V_{mère}}$ Un facteur de dilution de 10 signifie que la solution fille est 10 fois moins concentrée que la solution mère.

Protocole expérimental de dilution :

1. Calcul du volume à prélever : À partir de la formule $C_{mère} \times V_{mère} = C_{fille} \times V_{fille}$, on calcule le volume $V_{mère}$ à prélever de la solution mère.
2. Prélèvement de la solution mère : À l'aide d'une pipette jaugée (pour la précision) et d'une propipette, prélever le volume $V_{mère}$ calculé de la solution mère.
3. Introduction dans une fiole jaugée : Introduire le volume prélevé dans une fiole jaugée du volume $V_{fille}$ souhaité.
4. Ajout de solvant : Ajouter de l'eau distillée jusqu'au trait de jauge de la fiole.
5. Homogénéisation : Boucher la fiole et l'agiter par retournements successifs pour bien homogénéiser la solution fille.

Matériel de laboratoire requis :

• Pipette jaugée (volume précis pour $V_{mère}$)
• Propipette
• Fiole jaugée (volume précis pour $V_{fille}$)
• Pissette d'eau distillée
• Bécher (pour la solution mère)

Selon la théorie de Brønsted-Lowry (la plus couramment utilisée en Première), les acides et les bases sont définis par leur capacité à échanger des protons ($H^+$).

• Un acide est une espèce chimique capable de céder (donner) un ou plusieurs protons $H^+$.

  • Exemple : $HCl \rightarrow H^+ + Cl^-$ ou $CH_3COOH \rightleftharpoons CH_3COO^- + H^+$

• Une base est une espèce chimique capable d'accepter (capter) un ou plusieurs protons $H^+$.

  • Exemple : $NH_3 + H^+ \rightarrow NH_4^+$ ou $HO^- + H^+ \rightarrow H_2O$

Lorsqu'un acide cède un proton, il se transforme en sa base conjuguée. Inversement, lorsqu'une base capte un proton, elle se transforme en son acide conjugué. Un couple acide/base conjugué est noté $Acide/Base$. Exemple : $CH_3COOH / CH_3COO^-$ ou $NH_4^+ / NH_3$.

La réaction entre un acide et une base implique le transfert d'un proton : $Acide_1 + Base_2 \rightleftharpoons Base_1 + Acide_2$

Le pH (potentiel hydrogène) est une grandeur sans unité qui permet de mesurer l'acidité ou la basicité d'une solution aqueuse. Il est lié à la concentration en ions oxonium $H_3O^+$ (qui représentent les protons $H^+$ hydratés dans l'eau).

• Définition : $pH = -\log[H_3O^+]$
  • Où $[H_3O^+]$ est la concentration molaire en ions oxonium, exprimée en mol/L.
• Inversement : $[H_3O^+] = 10^{-pH}$

L'échelle de pH s'étend généralement de 0 à 14 à 25°C.

• Solution acide : $pH < 7$ (plus la solution est acide, plus le pH est faible, plus $[H_3O^+]$ est élevée).
• Solution neutre : $pH = 7$ (à 25°C, $[H_3O^+] = [HO^-] = 10^{-7}$ mol/L).
• Solution basique : $pH > 7$ (plus la solution est basique, plus le pH est élevé, plus $[H_3O^+]$ est faible et $[HO^-]$ est élevée).

Mesure du pH :

• Papier pH : Simple d'utilisation, donne une valeur approximative du pH par comparaison de couleur avec une échelle. Utile pour des mesures rapides et non précises.
• pH-mètre : Appareil électronique qui mesure le pH avec une grande précision (souvent 0,01 unité de pH). Il doit être étalonné régulièrement avec des solutions tampons de pH connu.

Une réaction de neutralisation est une réaction acido-basique où un acide et une base réagissent pour former de l'eau et un sel. C'est une réaction fondamentale en chimie.

La réaction la plus simple est celle entre un acide fort et une base forte. Un acide fort est totalement dissocié dans l'eau, libérant des ions $H_3O^+$. Une base forte est totalement dissociée dans l'eau, libérant des ions $HO^-$.

Exemple : Réaction entre l'acide chlorhydrique ($HCl$, acide fort) et l'hydroxyde de sodium ($NaOH$, base forte). Les ions réellement impliqués sont $H_3O^+$ (de $HCl$) et $HO^-$ (de $NaOH$).

Équation de la réaction de neutralisation (ionique nette) : $H_3O^+_{(aq)} + HO^-_{(aq)} \rightarrow 2H_2O_{(l)}$

Cette réaction est quasi-totale. Les produits de la réaction sont de l'eau et un sel (composé ionique formé par l'anion de l'acide et le cation de la base). Dans l'exemple ci-dessus, le sel est le chlorure de sodium ($Na^+ + Cl^-$).

Au point de neutralisation (ou équivalence), la quantité d'acide est égale à la quantité de base, et la solution est généralement neutre (pH=7 si les produits du sel n'ont pas de propriétés acido-basiques).

Les réactions d'oxydoréduction (ou réactions redox) impliquent un transfert d'électrons.

• Un oxydant est une espèce chimique capable de capter (gagner) un ou plusieurs électrons. En captant des électrons, l'oxydant est réduit.
  • Exemple : $Cu^{2+} + 2e^- \rightarrow Cu$ ($Cu^{2+}$ est l'oxydant)
• Un réducteur est une espèce chimique capable de céder (perdre) un ou plusieurs électrons. En cédant des électrons, le réducteur est oxydé.
  • Exemple : $Zn \rightarrow Zn^{2+} + 2e^-$ ($Zn$ est le réducteur)

Comme pour les couples acide/base, il existe des couples oxydant/réducteur (redox), notés $Ox/Red$. L'oxydant et le réducteur d'un même couple sont interconvertibles par échange d'électrons. Exemple : $Cu^{2+}/Cu$ ou $Zn^{2+}/Zn$.

Une réaction d'oxydoréduction est toujours la rencontre de deux couples redox : l'oxydant d'un couple réagit avec le réducteur d'un autre couple.

Une demi-équation électronique représente le transfert d'électrons pour un couple redox donné. Elle doit respecter la conservation des éléments et des charges électriques.

Méthode d'écriture :

1. Identifier l'oxydant et le réducteur du couple.
2. Équilibrer les éléments autres que O et H.
3. Équilibrer les atomes d'oxygène (O) en ajoutant des molécules d'eau ($H_2O$) du côté nécessaire.
4. Équilibrer les atomes d'hydrogène (H) en ajoutant des ions $H^+$ (en milieu acide) ou $H_2O$ et $HO^-$ (en milieu basique, plus complexe, souvent on travaille en milieu acide au lycée).
5. Équilibrer les charges électriques en ajoutant des électrons ($e^-$) du côté de l'oxydant.

Exemples courants :

• Couple $Cu^{2+}/Cu$ : $Cu^{2+} + 2e^- \rightarrow Cu$
• Couple $Zn^{2+}/Zn$ : $Zn \rightarrow Zn^{2+} + 2e^-$
• Couple $MnO_4^-/Mn^{2+}$ (en milieu acide) :
  1. $MnO_4^- \rightarrow Mn^{2+}$ (Mn équilibré)
  2. $MnO_4^- \rightarrow Mn^{2+} + 4H_2O$ (O équilibré)
  3. $MnO_4^- + 8H^+ \rightarrow Mn^{2+} + 4H_2O$ (H équilibré)
  4. Charges : -1 + 8 = +7 à gauche ; +2 à droite. Il faut ajouter 5 électrons à gauche : $MnO_4^- + 8H^+ + 5e^- \rightarrow Mn^{2+} + 4H_2O$

Une réaction d'oxydoréduction globale est obtenue en combinant deux demi-équations électroniques de manière à ce que les électrons échangés s'annulent.

Méthode :

1. Écrire les deux demi-équations pour les deux couples redox impliqués.
2. Multiplier chaque demi-équation par un coefficient stœchiométrique approprié pour que le nombre d'électrons échangés soit le même dans les deux demi-équations.
3. Additionner les deux demi-équations et simplifier les électrons. Simplifier aussi les $H^+$ ou $H_2O$ si présents des deux côtés.

Exemple : Réaction entre le zinc (réducteur) et les ions cuivre (II) (oxydant).

• Couple $Zn^{2+}/Zn$ : $Zn \rightarrow Zn^{2+} + 2e^-$ (oxydation du zinc)
• Couple $Cu^{2+}/Cu$ : $Cu^{2+} + 2e^- \rightarrow Cu$ (réduction des ions cuivre)

Les deux demi-équations impliquent 2 électrons. On peut les additionner directement : $Zn + Cu^{2+} + 2e^- \rightarrow Zn^{2+} + 2e^- + Cu$ En simplifiant les électrons : $Zn_{(s)} + Cu^{2+}_{(aq)} \rightarrow Zn^{2+}_{(aq)} + Cu_{(s)}$

Autre exemple : Réaction entre les ions permanganate ($MnO_4^-$) et les ions fer (II) ($Fe^{2+}$).

• Couple $MnO_4^-/Mn^{2+}$ : $MnO_4^- + 8H^+ + 5e^- \rightarrow Mn^{2+} + 4H_2O$
• Couple $Fe^{3+}/Fe^{2+}$ : $Fe^{2+} \rightarrow Fe^{3+} + e^-$

Pour équilibrer les électrons, on multiplie la deuxième demi-équation par 5 : $5Fe^{2+} \rightarrow 5Fe^{3+} + 5e^-$

On additionne : $MnO_4^- + 8H^+ + 5e^- + 5Fe^{2+} \rightarrow Mn^{2+} + 4H_2O + 5Fe^{3+} + 5e^-$ En simplifiant les électrons : MnO_4^-_{(aq)} + 8H^+_{(aq)} + 5Fe^{2+}_{(aq)} \rightarrow Mn^{2+}_{(aq)} + 4H_2O_{(l)} + 5Fe^{3+}_{(aq)}

Le titrage (ou dosage) est une technique expérimentale qui permet de déterminer la concentration inconnue d'une espèce chimique (le réactif titré) dans une solution, en la faisant réagir avec une solution d'une autre espèce chimique (le réactif titrant) de concentration connue.

• La réaction support de titrage doit être :
  • Totale (quantitative : elle doit se dérouler jusqu'à l'épuisement d'un réactif).
  • Rapide (pour que l'expérience ne prenne pas trop de temps).
  • Spécifique (pas de réactions parasites).
• Le réactif titré est la solution dont on cherche la concentration (placée dans le bécher).
• Le réactif titrant est la solution de concentration connue (placée dans la burette).

L'objectif du titrage est de trouver le point d'équivalence, où les réactifs ont été introduits dans les proportions stœchiométriques de la réaction. Cela permet, grâce à la connaissance du volume de titrant versé, de calculer la concentration du titré.

C'est un titrage où la réaction support est une réaction acido-basique. On peut suivre l'évolution du pH de la solution au fur et à mesure de l'ajout du titrant.

• Point d'équivalence : C'est le point où la quantité de matière d'acide initialement présente a réagi avec la quantité de matière de base ajoutée (ou inversement), dans les proportions stœchiométriques.

  • À l'équivalence, le pH change brusquement.
  • Pour une réaction acide fort/base forte, le pH à l'équivalence est de 7.
  • Pour d'autres réactions, le pH à l'équivalence peut être différent de 7.

• Indicateurs colorés : Ce sont des espèces chimiques dont la couleur change en fonction du pH. Ils sont choisis pour virer de couleur au voisinage du pH à l'équivalence.

  • Exemples : Phénolphtaléine, Hélianthine, Bleu de bromothymol (BBT).

• Suivi pH-métrique : C'est la méthode la plus précise. On utilise un pH-mètre pour mesurer le pH en continu pendant le titrage. On trace la courbe de pH en fonction du volume de titrant versé (courbe de titrage). Le point d'équivalence est repéré par un saut de pH prononcé. On peut aussi déterminer l'équivalence graphiquement en traçant la dérivée première ou la méthode des tangentes parallèles.

C'est un titrage où la réaction support est une réaction d'oxydoréduction.

• Point d'équivalence : Similaire au titrage acido-basique, c'est le point où les quantités stœchiométriques des réactifs ont réagi.
• Indicateurs redox : Ce sont des espèces chimiques qui changent de couleur en fonction du potentiel redox de la solution.
  • Exemple : Le permanganate de potassium ($MnO_4^-$) est un auto-indicateur : sa couleur violette disparaît tant qu'il y a du réducteur, puis persiste après l'équivalence.
• Suivi conductimétrique (introduction) : Pour certaines réactions impliquant des ions, la conductivité de la solution varie de manière significative. On peut suivre l'évolution de la conductivité en fonction du volume de titrant ajouté. Le point d'équivalence est souvent repéré par un changement de pente sur la courbe de conductivité.

L'objectif est de calculer la concentration inconnue du réactif titré.

1. Écrire l'équation de la réaction support du titrage.

2. Déterminer le point d'équivalence ($V_{éq}$) graphiquement (avec un suivi pH-métrique ou conductimétrique) ou par le changement de couleur d'un indicateur.

3. Écrire la relation à l'équivalence : À l'équivalence, les réactifs ont été introduits dans les proportions stœchiométriques. Si la réaction est $aA + bB \rightarrow Produits$, alors à l'équivalence : $\frac{n_A}{a} = \frac{n_B}{b}$ Où $n_A$ est la quantité de matière de A titré et $n_B$ est la quantité de matière de B versé à l'équivalence. En remplaçant $n = C \times V$, on obtient : $\frac{C_A \times V_A}{a} = \frac{C_B \times V_{éq}}{b}$

4. Calculer la concentration inconnue : En réarrangeant la formule, on peut trouver $C_A$ (ou $C_B$ si c'est la concentration inconnue). $C_A = \frac{a}{b} \times \frac{C_B \times V_{éq}}{V_A}$

Précision et incertitudes : La précision du titrage dépend de la précision du matériel (pipette jaugée, fiole jaugée, burette graduée), de la lecture du volume à l'équivalence et de la qualité de l'étalonnage des appareils de mesure (pH-mètre, conductimètre). Il est important de réaliser plusieurs mesures pour obtenir une valeur moyenne et estimer l'incertitude.

La conductivité ($\sigma$) d'une solution est sa capacité à conduire le courant électrique. Elle est directement liée à la présence et à la mobilité des ions dans la solution.

• La conductance ($G$) est l'inverse de la résistance électrique ($R$). Elle se mesure en Siemens (S). $G = \frac{1}{R}$
• La conductivité ($\sigma$) est une grandeur intrinsèque à la solution, indépendante des dimensions de la cellule de mesure. Elle est liée à la conductance par la relation : $G = \sigma \times k$ Où $k$ est la constante de cellule (en $m^{-1}$ ou $cm^{-1}$), caractéristique de la cellule de conductimétrie utilisée.
• L'unité de la conductivité est le Siemens par mètre (S/m), ou plus couramment le Siemens par centimètre (S/cm).

Facteurs influençant la conductivité :

1. Nature des ions : Chaque type d'ion a une capacité différente à transporter des charges (liée à sa taille, sa charge et sa mobilité).
2. Concentration des ions : Plus la concentration en ions est élevée, plus la conductivité est grande.
3. Température : La mobilité des ions augmente avec la température, donc la conductivité augmente avec la température. C'est pourquoi les mesures de conductivité sont souvent ramenées à une température de référence (ex: 25°C).

La loi de Kohlrausch stipule que pour une solution ionique diluée, la conductivité de la solution est la somme des contributions de chaque ion présent.

$\sigma = \sum_i \lambda_i \times [X_i]$

• $\sigma$ : conductivité de la solution (en S/m)
• $\lambda_i$ : conductivité molaire ionique de l'ion $i$ (en $S \cdot m^2 \cdot mol^{-1}$)
• $[X_i]$ : concentration molaire de l'ion $i$ (en $mol \cdot m^{-3}$). Attention aux unités ! Si $\lambda_i$ est en $S \cdot cm^2 \cdot mol^{-1}$, alors $[X_i]$ doit être en $mol \cdot cm^{-3}$. Il est souvent plus simple de convertir $[X_i]$ en $mol \cdot m^{-3}$ (soit $C \times 1000$ si $C$ est en $mol \cdot L^{-1}$).

La conductivité molaire ionique ($\lambda_i$) est une constante caractéristique de chaque ion à une température donnée. Elle représente la capacité d'un type d'ion à conduire le courant. Cette loi n'est valable que pour les solutions diluées, car à fortes concentrations, les interactions entre ions deviennent significatives.

La mesure de la conductivité se fait à l'aide d'un conductimètre.

• Conductimètre : Appareil électronique qui mesure la conductance d'une solution.
• Cellule de conductimétrie : C'est la sonde du conductimètre, composée de deux électrodes planes parallèles de surface $S$ et séparées par une distance $L$. La constante de cellule est $k = \frac{S}{L}$.

Protocole d'utilisation :

1. Étalonnage : Le conductimètre doit être étalonné régulièrement avec des solutions étalons de conductivité connue (souvent des solutions de $KCl$). Cela permet de déterminer la constante de cellule $k$.
2. Mesure : Plonger la cellule de conductimétrie dans la solution à mesurer, en s'assurant que les électrodes sont totalement immergées. Attendre la stabilisation de la valeur affichée.
3. Rinçage : Rincer la cellule à l'eau distillée entre chaque mesure pour éviter la contamination.

La conductimétrie est une technique polyvalente en chimie.

• Suivi de réactions chimiques : Si une réaction produit ou consomme des ions, sa progression peut être suivie par l'évolution de la conductivité de la solution. Exemple : Dissolution d'un sel, réaction de précipitation, ou certaines réactions acido-basiques ou redox.
• Détermination de concentrations : On peut établir une courbe d'étalonnage (conductivité en fonction de la concentration) pour une solution ionique donnée. Ensuite, la mesure de la conductivité d'une solution inconnue permet d'en déduire sa concentration.
• Titrage conductimétrique : Lors d'un titrage, si la réaction implique une variation significative du nombre ou de la nature des ions, la conductivité change. Le point d'équivalence est repéré par un changement de pente sur la courbe de conductivité en fonction du volume de titrant versé. C'est une méthode utile notamment quand il n'y a pas d'indicateur coloré adapté ou pour des solutions colorées.