3 LES SOLUTIONS AQUEUSES

Objectifs

  • Mettre en évidence le caractère conducteur ou non conducteur d’une solution ;
  • Mettre en évidence la présence d’ions en solution ;
  • Introduire la notion de pH.

1. Solution aqueuse

1.1. Définition

Une solution est un mélange de soluté et de solvant. Une solution est dite aqueuse lorsque le solvant est l’eau.

Le soluté est le corps qui est dissout et le solvant est le corps dans lequel s’effectue la dissociation.

Exemple de solution : Eau sucrée, eau salée, eau savonneuse, eau du robinet.

Dans la solution aqueuse d’eau sucrée, le solvant est l’eau et le soluté est le sucre.

1.2. Conductibilité électrique des solutions aqueuses

 Soit l’expérience ci-dessous :

Sans titre3

Introduisons respectivement dans la cuve les solutions suivantes :

Eau du robinet- eau salée- eau sucrée- eau distillée – eau savonneuse.

Fermons chaque fois ‘interrupteur puis lisons la valeur de l’intensité du courant électrique indiquée par l’ampèremètre. On obtient le tableau ci-dessous :

Solutions aqueuses Intensité en mA
Eau distillée Presque nulle
Eau distillée sucrée Presque nulle
Eau salée 22,5
Eau du robinet 1,5
Eau savonneuse 13

Situation problème :

  • Parmi ces solutions citer celles conductrices d’électricité : eau salée, eau de robinet, eau savonneuse.
  • Citer celles qui ne conduisent pas le courant électrique : eau distillée, eau distillée sucrée.

Conclusion :

  • Toutes les solutions aqueuses ne sont pas conductrices d’électricité.
  • Une solution aqueuse est conductrice de courant électrique lorsqu’elle contient des ions. L’eau salée contient les ions sodium Na+ et chlorures Cl.

L’eau distillée contient les ions hydroniums H3O+ et les ions hydroxydes HO cependant, elle ne conduit pas le courant électrique parce que ces ions sont en faible quantité.

2. Electroneutralité d’une solution

 La solubilité des solutions ioniques dans l’eau se traduit par une équation bilan de mise en solution.

NaCl —en solution—->  Na+ + Cl– ;

KCl   —en solution—->  K+ + Cl

NaOH  —en solution—->  Na+ +OH ;

Na2SO4en solution—-> 2Na+ + SO42- (cette solution contient 2 fois plus d’ions Na+ que d’ions SO42-)

Al2(SO4)  —en solution—-> 2Al3+ + 3SO42-

Fe2(SO4)3en solution—-> 2Fe3+ + 3SO42-

AlCl3  en solution—->  Al3+ + 3Cl

CuSO —en solution—->  Cu2+ + SO42-

En dissolvant un solide ionique dans de l’eau, la solution obtenue contient toujours les deux espèces d’ions (cations et anions) du solide ionique initial.

Dans une solution ionique, il y’ a toujours autant de charge positives que de charges négatives : On dit que la solution ionique est électriquement neutre. Les propriétés d’une solution ionique sont celles des ions qu’elle renferme. La couleur d’une solution est celle des ions hydratés qu’elle contient.

Ions Cu2+ NO3- Na+ MnO42- Fe2+ Fe3+ Cr2O72-
Couleur en solution Bleu Incolore Incolore Violet Vert rouille orangé

3. Les ions dans les eaux potables

Les solutions d’eau potable sont des solutions aqueuses qui contiennent des ions. Dans le cas des eaux minérales commercialisées les ions qu’elles contiennent sont indiqués sur les étiquettes des suivies de leur concentration massique exprimée en mg/L (masse de soluté dissous dans un litre de solution).

3.1. Concentration massique d’un ion en solution Cm

La concentration massique d’un ion dans une solution est la masse d’ion contenue dans un volume d’un litre d’eau. Si m est la masse de l’ion, et V le volume de la solution alors

Cm = m/V. Avec m(g), V(L) Cm(g/L). Elle peut aussi s’exprimer en mg/L.

Exemples

Sur une bouteille d’une eau Tangui on peut voir indiqué l’ion calcium Ca2+ : 32mg/L cet-à-dire que dans 1 litre d’eau Tangui il y’ a 32mg d’ion calcium.

3.2. Concentration molaire d’un ion i en solution :[i]

La concentration molaire d’un ion en solution est le nombre de moles de cet ion dissous ans 1litre de solution, elle est notée [i]. Si ni est e nombre de mole de l’ion i, V le volume de la solution, on a : [i] = ni/V. Avec ni (mol), V(L) et [i] (mol/L)

Remarque :

Lorsqu’on parle de concentration d’une solution il s’agit bel et bien de sa concentration molaire.

Exercice d’application

A- Calculer les concentrations des ions sodiums Na+ et sulfate SO42- contenues ans une solution de sulfate de sodium obtenues en dissolvant 3,55g de e composé dans l’eau et en complétant le volume à 100cm3. On donne en g/mol : Na = 23, S = 32, O =16.

B- Calculer la concentration des ions chlorures et des ions aluminiums contenus dans une solution de AlCl3 obtenue e dissolvant 13,35g de AlCl3 dans 250cm3 d’eau. On donne en g/mol : Al = 27, Cl = 35,5.

4. Identification des ions contenus dans une solution

4.1. Identification de quelques cations

  • Les ions Na+ et K+ : test à la flamme

Un fil de fer trempé dans une solution aqueuse de chlorure de sodium est introduit dans la flamme bleue d’un bec bunsen. On constate que, la flamme prend une teinte jaune, caractéristique des ions Na+. Dans le cas ou le fil est trempé dans une solution de chlorure de potassium (K+ +Cl), la flamme prend une couleur violette mettant en évidence les ions K+.

  • Ion calcium Ca2+: formation de précipité

Lorsqu’on verse dans une solution incolore de chlorure de calcium (Ca2+ + 2Cl) quelques gouttes d’oxalate d’ammonium (NH4)2C2O4, on obtient un précipité blanc d’oxalate de calcium CaC2O4 caractérisant les ions Ca2+.

4.2. Identification de quelques anions

  • Ion chlorure Cl:Formation de précipité

Versons quelques gouttes de nitrate d’argent (Ag+ +NO3-) dans une solution de chlorure de sodium. Il se forme un précipité blanc de chlorure d’argent(AgCl) qui noircit à la lumière.

  • Ion sulfate SO42-: Formation de précipité.

Lorsqu’on verse quelques gouttes de chlorure de baryum ( Ba2+ + 2Cl) dans une solution incolore de sulfate de sodium (2Na+ + SO42-) il se forme un précipité banc de sulfate de baryum BaSO4 mettant en évidence les ions sulfates.

5. pH d’une solution

5.1. Définition

Le pH est une grandeur sans unité comprise entre 0 et 14, qui permet de déterminer le degré d’acidité d’une solution donnée. A 25°,

– Si pH<7 la solution est dite acide;

– Si pH = 7 la solution est dite neutre;

– Si pH >7 la solution est dite basique.

Remarque

Il ne faut pas confondre solution neutre (pH = 7) et solution électriquement neutre (contient autant de charge positive que négative).

 5.2. Détermination du pH d’une solution

On peut mesurer le pH d’une solution à l’aide d’un papier pH. On compare la couleur prise par le papier pH longé dans la solution avec celles figurant sur le rouleau du papier. Cette méthode bien que rapide est moins précise. Pour avoir une valeur précise de pH, on utilise un pH-mètre.

6. Action des indicateurs acido-basiques sur les solutions aqueuses

6.1. Définition

Un indicateur coloré (indicateur acido-basique) est une substance qui change de couleur en fonction de la solution dans laquelle elle se trouve exemple la phénolphtaléine, le bleu de bromothymol, l’hélianthine.

6.2. Action des indicateurs acido-basiques sur une solution d’acide chlorhydrique

Le caractère acide d’une solution est dû à la présence des ions hydroniums ou oxoniums H3O+.

Eau distillée Solution de HCl
Hélianthine Jaune Rose
B.B.T Vert Jane
Phénolphtaléine Incolore incolore

Remarque

Les solutions acides au laboratoire sont très dangereuses à manipuler par conséquent, il y’a des précautions à prendre :

– Porter une blouse;

– Porter des gants;

– Porter des lunettes.

 6.3. Action des indicateurs colorés sur une solution d’hydroxyde de sodium (solution basique)

 Le caractère basique d’une solution est dû à la présence des ions hydroxydes OH.

Le changement de couleur des indicateurs colorés est dû à la présence des ions OH.

L’hydroxyde de sodium est un produit dangereux, corrosif et déliquescent.

Eau distillée Solution de Na+ + OH
Hélianthine Jaune Jaune
BBT Vert Bleu
Phénophtaléine Incolore Rouge violacé

Remarque :

Les solutions acides ou basiques commercialisées sont très concentrées. Elles peuvent provoquer des irritations, des brulures de la peau et des yeux. Les pictogrammes étiquetés sur les bouteilles de certains produits signalent ces dangers.

 

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