La classification des substances

Rappelons que la matière est constituée de tout ce qui a une masse et qui occupe un espace.
Les scientifiques classent la matière en 2 catégories: les substances pures et les mélanges. (Voir aussi comment séparer des mélanges)

  1. Substance pure : composée d'un seul type ou groupe de particules.

    Ex. : H2O, O2, Fe, NaCl (sel de table), ...

  2. Mélange : composé de 2 ou plusieurs substances qui ont des propriétés spécifiques différentes.

    Ex. : eau et huile, eau et sable, eau salée, air, ...

  3. Types de mélanges :

    1. Mélange hétérogène ou mécanique : C'est un mélange où l'on peut voir divers constituants. Ex.: sel et soufre, eau et graisse, lait, ...

    2. Mélange homogène ou solution : C'est un mélange où l'on ne peut distinguer au microscope les divers constituants. Ex.: eau sucrée, alcool, ...
      Les solutions sont faites d'une ou de plusieurs substances, appelées solutés, dissoutes dans une autre, appelée solvant.
      La substance en plus grande quantité est le solvant. Les substances en plus petites quantités sont les solutés.
sel + eau = eau salée
soluté + solvant = solution


Pour voir en Flash la dissolution d'un cristal de sel dans l'eau, voir l'animation.


Classification des solutions

Etat physique de la solution

Etat du soluté

Etat du solvant
Exemples

gazeux

gaz

gaz

air

liquide

gaz

 vapeur d'eau dans l'air

solide

gaz

 neige carbonique dans l'air

liquide

gaz

liquide

oxygène dans l'eau

liquide

liquide

alcool dans l'eau

solide

liquide

 sel dans l'eau

solide

gaz

solide

 hydrogène dans palladium

liquide

solide

 mercure dans or

solide

solide

 cuivre dans or

Remarque : Les alliages sont des solutions solides de deux ou plusieurs éléments, généralement des métaux.
Le mot amalgame désigne plus spécialement les alliages contenant du mercure et d'autres métaux.

Comparaison entre mélanges et substances pures

Mélange

Composés

Composition variable: deux ou
plusieurs substances peuvent
être mélangées dans n'importe
quelles proportions.

Composition fixe: tous les
échantillons d'un composé
contiennent les mêmes
pourcentages de chaque
constituant.

Constituants séparables
physiquement : ébullition,
distillation, tamisage, filtration,
décantation, magnétisme,
chromatographie

Constituants séparables par
des réactions chimiques.

Changement d'état couvrant
une gamme de températures.

 Changement d'état à
température fixe (si la
pression reste constante).

Concentration des solutions :
  1. Solution diluée : contient peu de soluté.
  2. Solution concentrée : contient beaucoup de soluté.
  3. Solution non saturée : peut encore dissoudre du soluté.
  4. Solution saturée : ne peut plus dissoudre de soluté à cette température et à cette pression.

CALCUL DE LA CONCENTRATION DES SOLUTIONS

(inspiré largement par http://home.ican.net/~samsara/)

Pour calculer la concentration d'une solution nous devons connaître deux facteurs :

. La quantité  de soluté (nombre de moles, masse, volume)
. Le volume de la solution.

1. CONCENTRATION MOLAIRE

La concentration molaire d'un constituant (A) ou MOLARITÉ est le quotient du nombre de moles (N) par le volume (V).

Molarité de A = [A] = C = N (mol)/V (L)

Unité SI: mol.m-3.    Unité usuelle :  mol. L-1

Le symbole de la concentration du constituant «A»  est CA ou [A] .

Ainsi une solution de NaOH (masse molaire = 40g) qui contient 4 g de soluté par litre de solution a une molarité de 4/40.1-1 ou 0,1M.

2. AUTRES MESURES POUR EXPRIMER LA CONCENTRATION

Il est souvent pratique au laboratoire d'utiliser d'autres mesures pour exprimer la concentration d'une solution :
 

Le titre (T) il se calcule en utilisant la masse du soluté (m) exprimée en grammes  divisée par le volume de la solution (V) exprimé en litres.

Ainsi une solution qui contient quinze grammes de soluté par litre de solution a un titre ou une concentration de 15 g/litre		 T = m/V
La molalité (ML) ; c'est le nombre de moles de soluté (N) par kilogramme de solvant. ML = N(mol)/mSolvant
Le pourcentage en masse (%), c'est le nombre de grammes de soluté dans cent grammes de solution. On l'obtient en divisant la masse du soluté par la masse de la solution et en multipliant par cent . Pm = mSoluté/mSolvant x 100
Le pourcentage en volume, c'est le nombre de millitres de soluté dans cent millilitres de solution. On l'obtient en divisant le volume du soluté (mL) par le volume de la solution (mL) et en multipliant par cent . PV = VSoluté/VSolvant x 100
La normalité, c'est le nombre d'équivalents-grammes par litre de solution. Un équivalent-gramme d'acide est la fraction de mole qui correspond à un proton (H+ ou H3O +) (une mole pour HCl, une demi-mole pour H2SO4). Un équivalent-gramme de base est la fraction de mole qui correspond à un ion hydroxyde OH- [une mole pour NaOH, une demi-mole pour Ca(OH)2]. Une solution décinormale d'acide chlorhydrique (0,1 N) contient 3,65 g de chlorure d'hydrogène par litre de solution. N = NE/V

3. RELATION ENTRE NORMALITÉ ET MOLARITÉ

Pour les monoacides et les monobases on a N = C ou N = M. Pour les diacides (dibases), les triacides (tribases) on a: N=2M; N=3M.

PROBLÈMES

1. À un litre d'une solution de MgCl2, dont la concentration est 2 M (2 mol/L), on ajoute de l'eau pour que le volume final soit de 5 L. Calculer les concentrations en moles d'ions Mg 2+ et Cl -.

MgCl2 se dissocie pour donner les ions Mg 2+ et Cl -, selon l'équation : MgCl2 (s) Mg 2+(aq)   +    2 Cl -(aq). Le litre de solution de chlorure de magnésium (2 mol/L) contient deux moles d'ions magnésium et quatre  moles d'ions chlorure. Après dilution, le volume de la solution est de cinq litres. Les concentrations en moles d'ions Mg 2+ et Cl - sont:

[Mg 2+] = 2 mol/5L = 0,4 mol/L et [Cl -] = 4 mol/5L = 0,8 mol/L

2. On mélange trois  litres d'une solution de NaCl (1 mol/L), quatre litres d'une solution de MgCl2 (0,5 mol/L) et trois litres d'une solution de KCl (2 mol/L). Calculer les concentrations en moles d'ions par litre, en supposant que les dissociations sont totales et que le volume final de la solution est de 6 L.

Écrivons les 3 équations de dissociation : NaCl (s) Na + (aq) + Cl - (aq)
MgCl2 (s) Mg 2+(aq) + 2 Cl - (aq)
KCl (s) K + (aq) + Cl - (aq)

- Les trois litres de solution de chlorure de sodium (1 mol/L) contiennent trois moles d'ions sodium et trois moles d'ions chlore.

- Les quatre litres de solution de chlorure de magnésium (0,5 mol/L) contiennent deux moles d'ions magnésium et quatre moles d'ions chlore.

- Les trois litres de solution de chlorure de potassium (2 mol/L) contiennent six moles d'ions potassium et six moles d'ions chlore.
Le volume total de la solution est de dix litres et le nombre total de moles d'ions chlore est de treize.

Les concentrations des différents ions sont donc:

[Na +] = 3 mol/10 L = 0,3 mol/L [Mg 2+ = 2 mol/10 L = 0,2 mol/L
[K +] = 6 mol/10 L = 0,6 mol/L [Cl - = 13 mol/10L = 1,3 mol/L

3. On a une solution commerciale de NH4OH à 25%. À partir de cette solution, on voudrait obtenir une solution 2N.

Attention ! Une solution à 25% d'ammoniaque contient 25% de NH3, et non 25% de NH4OH. NH4OH est une molécule qui n'existe pas. On l'indique sur les étiquettes pour distinguer NH3 pur (gazeux) de sa solution, qui est basique, et qu'on appelle, un peu à tort, NH4OH, car elle contient des ions NH4 + et OH - comme si elle était faite de NH4OH.

Comme la solution est monobasique, N=M.

Cette solution d'ammoniaque du commerce contient 25% de NH3, donc 228 g/L. Comme une mole de NH3 pèse 14 + 3 g = 17 g, la solution concentrée est 228/17 = 13,4 M, ou 13,4 N. Pour faire une solution 1 normale (ou 1 molaire), il faut prendre 17 g de NH3, donc 1/13,4 = 74,6 mL, et compléter avec de l'eau jusqu'à avoir 1 litre. Pour faire une solution 2 M (ou 2 N), il faut prendre le double, soit 149 ml de solution à 25%, et compléter avec de l'eau jusqu'à avoir 1 litre.
 
 

DILUTION DES SOLUTIONS

Lorsqu'on dilue une solution aqueuse, on ajoute de l'eau sans modifier la quantité de soluté. Le nombre de moles de soluté reste constant et le volume varie. Observons l'exemple  ci-contre : lorsqu'on se déplace de gauche à droite, la concentration diminue. D'une façon générale, supposons que le volume initial de la solution soit «Vi», et que sa concentration soit «Ci». Après addition d'eau, le nouveau volume est «Vi » et la nouvelle concentration sera «Cf». Comme le nombre de moles est constant, nous pouvons écrire la relation suivante :

Ci X Vi = Cf X Vf

Ci : Concentration de la solution initiale.

Vi : Volume de la solution initiale.

Cf : Concentration de la solution après la dilution.

Vf : Volume de la solution après la  dilution. 

4 mol/L x 1 L = 4/3 mol/L x 3 L

4 mol/L x 1 L = 2 mol/L x 2 L

Certains solutés, comme les acides forts, par exemple, sont vendus aux écoles ou aux laboratoires sous forme de solutions très concentrées appelées "aolutions-mères" ou initiales.

Les concentrations sont données en molaires (M ou mol/V), toutefois, le volume peut être exprimé en litres (L) ou en millilitres (ml) à condition que le deux volumes, Vi et Vf soient dans les mêmes unités.



VOIR LES EXERCICES SUR LES DILUTIONS

VOIR LES EXERCICES SUR LES CONCENTRATIONS

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