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Seconde · Physique-Chimie · Chapitre 5

Solutions aqueuses : concentration, dilution et dosage par étalonnage

Ce que tu sauras faire

  • Décrire une solution aqueuse avec les mots justes — solvant, soluté, solution saturée — et écrire l'équation de dissolution d'un solide ionique ou moléculaire.
  • Distinguer expérimentalement une solution d'ions d'une solution de molécules par une mesure de conductivité, en s'appuyant sur une expérience témoin.
  • Exploiter la solubilité d'une espèce pour dire si une masse donnée se dissout entièrement dans un volume donné, et chiffrer le reste éventuel.
  • Calculer une concentration en masse cm=mVc_m = \frac{m}{V} et une concentration en quantité de matière c=nVc = \frac{n}{V}, et passer de l'une à l'autre par c=cmMc = \frac{c_m}{M}.
  • Établir le protocole de préparation d'une solution par dissolution, choisir la verrerie adaptée et respecter les consignes de sécurité du laboratoire.
  • Exploiter la conservation de la quantité de soluté au cours d'une dilution, c1V1=c2V2c_1 V_1 = c_2 V_2, et choisir la pipette et la fiole qui réalisent un facteur de dilution donné.
  • Encadrer une concentration à l'aide d'une échelle de teintes, puis la déterminer par dosage par étalonnage à partir d'une droite d'absorbance.
  • Analyser l'étiquette d'une eau : convertir des milligrammes par litre en millimoles par litre, vérifier l'électroneutralité et comparer une valeur à une limite de qualité.

Au programme du chapitre

  1. Une solution aqueuse : les mots, et les ordres de grandeur
  2. Ce que devient le soluté : solvatation, dissociation
  3. Solubilité et saturation : il y a une limite
  4. Compter le soluté : les deux concentrations
  5. Préparer une solution par dissolution : la verrerie décide de la précision
  6. Diluer : ce qui se conserve et ce qui change
  7. Le dosage par étalonnage : de la teinte au nombre
  8. Analyser une eau : lire une étiquette et la contrôler

Exercices corrigés

Exercice 1

On dispose de deux solutions de même concentration 0,100{,}10 mol/L, l'une de chlorure de sodium NaCl\text{NaCl}, l'autre de chlorure de calcium CaCl2\text{CaCl}_2. Laquelle conduit le mieux le courant ? Justifie par deux arguments.
Un coup de pouce
Écris les deux équations de dissolution et compte, pour chacune, le nombre d'ions produits puis les charges qu'ils portent.
Voir la correction pas à pas
Celle de chlorure de calcium, et cela pour deux raisons qui s'ajoutent.
Premier argument : le nombre d'ions. Écrivons les deux équations de dissolution.
NaCl(s)⟶Na(aq)++Cl(aq)−\text{NaCl}_{(s)} \longrightarrow \text{Na}^{+}_{(aq)} + \text{Cl}^{-}_{(aq)} : une unité de formule donne 2 ions, donc [Na+]=[Cl−]=0,10[\text{Na}^{+}] = [\text{Cl}^{-}] = 0{,}10 mol/L et 0,200{,}20 mol/L d'ions au total.
CaCl2 (s)⟶Ca(aq)2++2 Cl(aq)−\text{CaCl}_{2\,(s)} \longrightarrow \text{Ca}^{2+}_{(aq)} + 2\,\text{Cl}^{-}_{(aq)} : une unité de formule donne 3 ions, donc [Ca2+]=0,10[\text{Ca}^{2+}] = 0{,}10 mol/L, [Cl−]=0,20[\text{Cl}^{-}] = 0{,}20 mol/L, et 0,300{,}30 mol/L d'ions au total. Il y a une fois et demie plus de porteurs de charge.
Second argument : la charge portée. L'ion calcium porte deux charges élémentaires, l'ion sodium une seule. À nombre d'ions égal, il transporte donc deux fois plus de charge. Le bilan des charges le dit : la solution de CaCl2\text{CaCl}_2 apporte 2×0,10+1×0,20=0,402 \times 0{,}10 + 1 \times 0{,}20 = 0{,}40 mol/L de charge, contre 0,200{,}20 mol/L pour celle de NaCl\text{NaCl} — le double.
Le piège : 0,100{,}10 mol/L de soluté apporté ne signifie pas 0,100{,}10 mol/L d'ions. Passe toujours par l'équation de dissolution.

Exercice 2

Une droite d'étalonnage a été construite avec des étalons dont l'absorbance va de 0,120{,}12 à 0,620{,}62. Un élève mesure A=1,35A = 1{,}35 sur son échantillon, lit cm=21,8c_m = 21{,}8 mg/L sur le prolongement de la droite, et conclut. Pourquoi son résultat est-il inutilisable, et que doit-il faire ?
Un coup de pouce
Demande-toi ce que l'expérience a réellement démontré, et sur quel intervalle exactement.
Voir la correction pas à pas
Parce qu'il a extrapolé une droite hors du domaine où elle a été vérifiée, et parce qu'à cette absorbance la loi de Beer-Lambert n'est probablement plus valable.
Deux fautes distinctes, qu'il faut nommer séparément. D'abord, l'étalonnage ne prouve la proportionnalité qu'entre les étalons, soit ici de 0,120{,}12 à 0,620{,}62. Au-delà, plus rien n'a été vérifié : prolonger le trait au crayon ne prolonge pas la preuve expérimentale.
Ensuite, une absorbance de 1,351{,}35 correspond à une solution qui ne laisse passer qu'une très faible part de la lumière. Dans ce régime, les points expérimentaux s'incurvent sous la droite : la valeur lue par extrapolation est alors systématiquement sous-estimée. Ce n'est pas une incertitude aléatoire, c'est une erreur orientée, et c'est bien pire.
Ce qu'il doit faire : diluer son échantillon d'un facteur connu — dix fois, par exemple — puis remesurer. Avec F=10F = 10, l'absorbance tomberait vers 0,140{,}14, à l'intérieur du domaine des étalons. Il lirait alors une concentration valide sur la droite, et la multiplierait par 10 pour revenir à l'échantillon.
La règle : on n'ajuste jamais la droite à la mesure, on ramène la mesure dans le domaine de la droite.

Les pièges à éviter

  • Prendre pour VV le volume de solvant ajouté au lieu du volume total de la solution.
  • Laisser le volume en millilitres dans une concentration.
  • Écrire c=cm×Mc = c_m \times M au lieu de c=cmMc = \dfrac{c_m}{M}.
  • Croire que diluer dix fois, c'est ajouter dix volumes d'eau.

Pour aller plus loin

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