Physique-Chimie (Spé) — Constitution et transformations de la matière
Solutions aqueuses et pH
Dissolution, concentration, dilution, notion de pH
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Résumé
Une solution aqueuse est un mélange homogène obtenu en dissolvant un soluté dans l'eau (solvant). La concentration en quantité de matière (ou molarité) c = n/V s'exprime en mol/L. La dissolution d'un composé ionique libère des ions en solution : NaCl(s) → Na⁺(aq) + Cl⁻(aq). Le pH mesure l'acidité d'une solution : pH = -log[H₃O⁺]. Une solution est acide si pH < 7, neutre si pH = 7, basique si pH > 7. Lors d'une dilution, on ajoute du solvant : la quantité de matière est conservée (C₁V₁ = C₂V₂) mais la concentration diminue.
Dissoudre du sel dans l'eau, c'est de la chimie ! Le soluté se disperse dans le solvant pour former un mélange homogène. Comprendre ce processus est la base de toute la chimie des solutions.
- Soluté : espèce dissoute (sel, sucre, acide…) | Solvant : liquide qui dissout (eau le plus souvent)
- Solution = solvant + soluté(s) → mélange homogène
- Dissolution d'un solide ionique : les ions se séparent. Ex : NaCl(s) → Na⁺(aq) + Cl⁻(aq)
- Dissolution d'un solide moléculaire : les molécules se dispersent. Ex : sucre dans l'eau
- L'eau est un bon solvant car c'est une molécule polaire (elle attire les ions)
- Électroneutralité : en solution, la somme des charges positives = somme des charges négatives
Exemple
On dissout du chlorure de calcium CaCl₂(s) dans l'eau. Équation de dissolution : CaCl₂(s) → Ca²⁺(aq) + 2 Cl⁻(aq). Pour 0,1 mol de CaCl₂ dissous, on obtient 0,1 mol de Ca²⁺ et 0,2 mol de Cl⁻. Vérification de l'électroneutralité : 0,1 × (+2) = 0,2 × (−1) en valeur absolue → OK.
Piège à éviter
Ne pas confondre dissolution (soluté qui se disperse dans le solvant) et fusion (passage de l'état solide à l'état liquide). Le sel se DISSOUT dans l'eau, il ne fond PAS.
Deux façons de mesurer « combien il y a de soluté » dans une solution : la concentration massique (en g/L) et la concentration molaire (en mol/L). Les deux sont liées par la masse molaire.
- Concentration massique : Cm = m/V en g/L (masse de soluté par litre de solution)
- Concentration molaire : C = n/V en mol/L (quantité de matière par litre de solution)
- Lien entre les deux : Cm = C × M (avec M la masse molaire en g/mol)
- Exemple : C = 0,1 mol/L de NaCl → Cm = 0,1 × 58,5 = 5,85 g/L
- Pour préparer une solution : peser le soluté, le dissoudre, compléter à la fiole jaugée au trait de jauge
Exemple
On veut préparer 250 mL d'une solution de glucose (C₆H₁₂O₆, M = 180 g/mol) à C = 0,050 mol/L. Quantité : n = C × V = 0,050 × 0,250 = 0,0125 mol. Masse : m = n × M = 0,0125 × 180 = 2,25 g. On pèse 2,25 g de glucose, on dissout dans un peu d'eau, puis on complète à 250 mL dans une fiole jaugée.
Piège à éviter
Ne pas confondre Cm (g/L) et C (mol/L). Cm = C × M. Dire « la concentration est de 5 » ne veut rien dire sans préciser l'unité (5 g/L et 5 mol/L sont très différents !).
Diluer, c'est ajouter du solvant pour baisser la concentration, sans changer la quantité de soluté. La relation C₁V₁ = C₂V₂ est votre meilleur allié pour ces calculs.
- Diluer = ajouter du solvant pour diminuer la concentration
- La quantité de matière de soluté ne change PAS : n₁ = n₂
- Donc C₁ × V₁ = C₂ × V₂ (relation fondamentale de dilution)
- Facteur de dilution F = C₁/C₂ = V₂/V₁. Ex : dilution au 10e → F = 10
- Protocole : prélever V₁ avec une pipette jaugée, verser dans une fiole jaugée, compléter à V₂ avec de l'eau
- Attention : ne jamais compléter au-dessus du trait de jauge !
Exemple
On dispose d'un sérum physiologique à C₁ = 0,15 mol/L (NaCl). On veut préparer 200 mL de solution diluée à C₂ = 0,015 mol/L. Facteur de dilution F = C₁/C₂ = 10. Volume à prélever : V₁ = C₂ × V₂ / C₁ = 0,015 × 200/0,15 = 20 mL. On prélève 20 mL avec une pipette jaugée et on complète à 200 mL dans une fiole jaugée.
Piège à éviter
Lors d'une dilution, la quantité de matière de soluté est CONSERVÉE (on n'en ajoute pas, on n'en enlève pas). Ce qui change, c'est le volume total et donc la concentration. Ne jamais écrire que n change lors d'une dilution.
Le pH est une échelle logarithmique qui mesure l'acidité d'une solution. Un pH de 3 est 10 fois plus acide qu'un pH de 4, et 100 fois plus acide qu'un pH de 5. Cette échelle compacte couvre une gamme immense de concentrations.
- pH = -log[H₃O⁺] où [H₃O⁺] est la concentration en ions oxonium en mol/L
- Inversement : [H₃O⁺] = 10⁻ᵖᴴ. Ex : pH = 3 → [H₃O⁺] = 10⁻³ = 0,001 mol/L
- Échelle de pH : 0 (très acide) → 7 (neutre) → 14 (très basique)
- Acide : libère des ions H₃O⁺. Ex : HCl → H₃O⁺ + Cl⁻ (acide fort, pH ≈ 1)
- Base : libère des ions OH⁻. Ex : NaOH → Na⁺ + OH⁻ (base forte, pH ≈ 13)
- Diluer un acide → le pH augmente (se rapproche de 7). Diluer une base → le pH diminue
- Relation dans l'eau pure à 25°C : [H₃O⁺] × [OH⁻] = 10⁻¹⁴ (produit ionique de l'eau)
Exemple
Le vinaigre blanc a un pH ≈ 2,5. Calculons [H₃O⁺] : [H₃O⁺] = 10⁻²·⁵ = 10⁻² × 10⁻⁰·⁵ = 0,01 × 0,316 ≈ 3,2 × 10⁻³ mol/L. On peut aussi calculer [OH⁻] = 10⁻¹⁴/[H₃O⁺] = 10⁻¹⁴/(3,2 × 10⁻³) = 3,1 × 10⁻¹² mol/L (très peu d'ions OH⁻ → milieu acide).
Piège à éviter
Quand on dilue un acide, le pH augmente et se rapproche de 7, mais ne dépasse JAMAIS 7. De même, diluer une base fait baisser le pH vers 7, sans jamais descendre en dessous. On ne peut pas transformer un acide en base juste en diluant !
Les confusions entre dissolution et dilution, entre concentration massique et molaire, ou entre les propriétés de l'échelle pH sont les pièges les plus courants de ce chapitre. Voici comment les éviter.
- Ne pas confondre concentration massique (g/L) et molaire (mol/L)
- Lors d'une dilution, la quantité de matière est conservée, PAS la concentration
- pH = 0 ne signifie pas « pas d'acide » mais « très acide » ([H₃O⁺] = 1 mol/L)
- Un pH qui diminue de 1 unité = la concentration en H₃O⁺ est multipliée par 10 (échelle logarithmique)
- Ne pas confondre dissolution (processus physique) et dilution (ajout de solvant)
Exemple
Piège type : « Le pH d'un acide fort à 10⁻⁸ mol/L est-il 8 ? » Non ! Un acide ne peut pas avoir un pH basique. À cette concentration extrêmement diluée, l'autoprotolyse de l'eau (Ke = 10⁻¹⁴) n'est plus négligeable. Le pH réel est proche de 6,98, légèrement acide.
Piège à éviter
pH = -log[H₃O⁺] donne directement le pH uniquement pour les acides forts et quand la concentration est suffisante (> 10⁻⁶ mol/L environ). En dessous, il faut tenir compte de l'autoprotolyse de l'eau.
Quiz - Solutions aqueuses et pH
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Questions fréquentes
Les points clés à retenir sur Solutions aqueuses et pH, extraits du quiz de révision.
Une solution de pH = 4 est :
Réponse : Acide
pH < 7 = solution acide. pH = 7 = neutre. pH > 7 = basique. Ici pH = 4 donc la solution est acide.
Quelle est la concentration en H₃O⁺ pour un pH = 3 ?
Réponse : 10⁻³ mol/L
[H₃O⁺] = 10⁻ᵖᴴ = 10⁻³ = 0,001 mol/L. Le pH est le logarithme décimal changé de signe de la concentration.
On dilue 10 fois une solution de concentration 0,5 mol/L. La nouvelle concentration est :
Réponse : 0,05 mol/L
Dilution au 10e : C₂ = C₁/10 = 0,5/10 = 0,05 mol/L. La quantité de matière est conservée mais répartie dans un plus grand volume.
La relation de dilution est :
Réponse : C₁ × V₁ = C₂ × V₂
C₁V₁ = C₂V₂ car la quantité de matière n = C×V est conservée lors d'une dilution (on ne fait qu'ajouter du solvant).