Tu dois devenir capable de :

|1 |Les solutions aqueuses. |
|Au terme de l'étude de ce chapitre, tu dois être capable de : |
|[pic] |Savoir |
| |Donner une définition complète et précise du vocabulaire |
| |utilisé |
| |Expliquer le caractère polaire ou apolaire d'une substance|
| | |
| |Expliquer le pouvoir solvant de l'eau |
| |Savoir faire |
| |Reconnaître les composés covalents et les composés |
| |ioniques |
| |Reconnaître les solutions d'électrolytes et de |
| |non-électrolytes |
| |Établir les équations de dissociation et d'ionisation |
| |Calculer des concentrations massiques ou molaires |
| |Préparer des solutions de concentration donnée | |[pic] |solution |ionisation |
| |solvant |acide |
| |soluté |base |
| |électrolyte |polaire |
| |non-électrolyte |concentration |
| |dissociation | |
Une très grande partie des réactions chimiques de la vie de tous les jours
se passent dans le milieu aqueux. Il en est de même pour une grande partie
des réactions rencontrées en industrie. Dans les deux années à venir, tu verras un nombre important de réactions
qui se passent dans ce genre de milieu (si l'on fait exception de la chimie
organique dont nous parlerons cette année). Il est donc tout naturel de
commencer ce cours en parlant de ces solutions un peu particulières.
Rappels Dans un premier temps, il est très important de remettre certaines idées en
place. Nous allons donc ici rappeler quelques notions vues les années
précédentes, notion essentielles à la bonne compréhension de ce chapitre.
1 Solution Une solution est un mélange homogène formé d'un soluté et d'un solvant. Rappelons ici qu'un mélange homogène est un mélange dont on ne distingue
pas les constituants (contrairement aux mélanges hétérogènes). Un soluté sera une substance solide, liquide ou gazeuse pouvant être mise
en solution. Un solvant est une substance liquide ou gazeuse permettant la mise en
solution d'un soluté. Une solution aqueuse sera une solution où le solvant est l'eau. (NB : il existe des solutions solides mais qui ne seront pas envisagées
dans le cadre de ce cours.) On peut donc simplifier au maximum en disant
SOLUTION = SOLUTE + SOLVANT Les mécanismes de mise en solution seront envisagés plus loin dans le
cours.
2 Composés covalents et ioniques Le deuxième point important à rappeler concerne la différence qui existe
entre les composés covalents et les composés ioniques. La différence essentielle qui existe entre ces deux types de composés se
trouve dans le type de liaisons chimique qu'on y retrouve. Une liaison chimique permet aux atomes de se lier et ainsi de former des
molécules. Il s'agira en fait d'arriver à stabiliser au maximum les atomes
soit en mettant des électrons en commun (liaison covalente) soit en donnant
ou en captant des électrons (liaison ionique). La liaison covalente consistera donc en la mise en commun de 2 ou plusieurs
électrons célibataires provenant d'atomes différents. Ceci permettra ainsi
à ces atomes de se stabiliser en réalisant la règle de l'octet (dernière
couche électronique occupée complète). On distinguera ainsi des liaisons covalentes normales parfaites (entre
atomes de même électronégativité) et des liaisons covalentes normales
polarisées (entre atomes d'électronégativité différentes). Dans ce cas, les
électrons mis en commun seront plus proches de l'atome le plus
électronégatif, ce qui induira la présence de fractions de charges. Tu trouveras ci-dessous quelques exemples de composés covalents. Détermine
s'il s'agit de liaisons covalentes normales parfaites ou polarisées. [pic] Dans le cas des composés ioniques, on ne se trouve en fait pas en face de
véritable molécules mais d'associations à trois dimensions entre ions de
signes opposés. Ceux-ci tiennent ensemble grâce à des forces d'attraction
électrostatique (dont tu parleras cette année dans le cadre de ton cours de
physique). Ces ions se sont formés pour stabiliser les atomes de départ. Voici un exemple de formation de composé ionique. |Na |[pic] |Na+ + e- |
|Cl - e- |[pic] |Cl- |
|Na+ + Cl- |[pic] |Na+Cl- |
Le schéma ci-contre t'indique la structure d'un cristal de chlorure de
sodium ainsi que chaque ion entouré par six de ses contre-ions (facilement
visible pour Na+ ; examine plus attentivement pour Cl-). Dans ce cas, la formation de liaisons covalentes est tout simplement
impossible. Un atome de sodium (avec un seul électron sur sa dernière
couche occupée) ne pourrait jamais se stabiliser en mettant cet électron en
commun. Au mieux, il en obtiendrait deux, ce qui est largement insuffisant.
Electrolytes et non-électrolytes Il existe de nombreux composés qui sont solubles dans l'eau. Cependant,
tous ne présentent pas les mêmes comportements.
1 Electrolytes et non électrolytes. Dans cette partie de chapitre, nous allons voir un peu plus en détails une
de ces différences fondamentales, la conduction du courant électrique. Pour ce faire, nous allons commencer par une petite manipulation. Manipulation 1 : conductivité de solutions aqueuses. Il s'gira ici de préparer plusieurs solutions aqueuses. Chacune contiendra
un soluté différent à la même concentration (0.1 mol/L) NB : la notion de concentration sera abordée plus en détails à la fin de ce
chapitre. Les différents solutés utilisés seront : |Le glucose |NaCl |HCl |NaOH |
|(C6H12O6) | | | |
|L'acétone |Na2CO3 |L'acide acétique (CH3COOH) |
|(CH3COCH3) | | |
De l'eau distillée servira comme solution test et comme solvant. Lorsque les solutions sont préparées (voir documents en annexe de ce
premier chapitre), on effectuera le montage présenté ci-contre. Pour chaque solution, on notera si la lampe s'allume, ce qui implique un
passage de courant. Il s'agira de bien faire attention à garder les conditions expérimentales
identiques pour chaque solution (même différence de potentiel, même
écartement des électrodes). Les résultats seront présentés dans le tableau suivant : |Echantillon |La lampe s'allume |La lampe ne s'allume |
| | |pas |
|Eau distillée | | |
|Glucose | | |
|NaCl | | |
|Acétone | | |
|HCl | | |
|Acide acétique | | |
|NaOH | | |
|Na2CO3 | | |
Dans ces conditions expérimentales, on peut aisément remarquer que certains
composés conduisent le courant (la lampe s'allume) et d'autres pas. A partir de ces renseignements, nous allons pouvoir effectuer une première
classification des solutés. Nous aurons d'une part les solutés qui conduisent le courant que nous
appellerons des électrolytes et d'autres part les solutés qui ne conduisent
pas le courant que nous appellerons des non-électrolytes.
2 Différence entre électrolyte et non électrolyte du point de vue chimique. Dans le cas des solutions d'électrolytes, nous pouvons nous trouver en
présence soit de composés ioniques soit de certains composés covalents (qui
présentent toujours des liaisons covalentes polarisées). Dans le cas des solutions de non-électrolytes, nous nous trouverons
toujours en présence de composés covalents parfaits ou très faiblement
polarisés. La plupart des solutions de non-électrolytes que nous rencontrerons sont en
fait des solutions de composés organiques. Les solutions d'électrolytes pourront, quant à elles, être des solutions
d'hydroxydes ou de sels (composés ioniques) ou d'acides (composés covalents
polarisés) Le tableau ci-dessous résume ce classement. [pic]
Dissociation et ionisation. Nous venons de voir que certains composés (les électrolytes) conduisent le
courant lorsqu'ils sont mis en solution aqueuse. Nous allons maintenant essayer de comprendre pourquoi. Le passage de courant implique un passage de charges électriques dans le
milieu conducteur. Dans un conducteur métallique, il s'agit en fait d'un passage d'électrons.
Il n'en est pas de même ici.
1 Mise en évidence du mouvement des ions dans une solution de chromate de
cuivre.
1 Préparation de la solution de chromate de cuivre. Le chromate de cuivre peut être préparé par la réaction entre deux composés
ioniques : le chromate de potassium (K2CrO4, composé orange) et le sulf