Chimie des solutions en 1ère
Cours complet, points clés à retenir et exercices d'entraînement de chimie des solutions pour les élèves de 1ère. Conforme au programme officiel.
Réviser notion par notion
Ce que tu vas réviser
- Concentrations et dilutions
- pH et titrages (acide-base, conductimétrique)
- Équilibres chimiques en solution aqueuse
Concentration et unités de mesure
La concentration mesure la quantité de soluté dissous dans une solution. Elle s'exprime en mol/L (molarité) ou en g/L. C'est comme le dosage d'un médicament : plus il y a de principe actif par volume, plus la concentration est élevée.
Exemple
Un verre de jus d'orange concentré dilué dans l'eau : plus tu ajoutes d'eau, moins la concentration en sucre est forte.
À retenir : La concentration molaire se calcule avec $C = \frac{n}{V}$ où n est en moles et V en litres.
Dilution et préparation de solutions
Diluer une solution, c'est ajouter du solvant (généralement de l'eau) pour diminuer sa concentration. La préparation consiste à créer une solution de concentration connue en dissolvant un soluté dans un volume précis.
Exemple
Préparer un sirop : tu dissous du sucre dans l'eau pour obtenir une concentration exacte, puis tu peux le diluer davantage en ajoutant de l'eau.
À retenir : La relation de dilution est $C_1 \times V_1 = C_2 \times V_2$ : la quantité de soluté ne change pas.
Réactions acido-basiques et pH
Une réaction acido-basique est un transfert d'ion hydrogène $\text{H}^+$ entre un acide (espèce qui peut céder un $\text{H}^+$) et une base (espèce qui peut capter un $\text{H}^+$). Le pH mesure l'acidité d'une solution aqueuse : à 25 °C, une solution de pH inférieur à 7 est acide, de pH égal à 7 neutre et de pH supérieur à 7 basique (échelle usuelle de 0 à 14).
Exemple
Le vinaigre (acide) réagit avec le bicarbonate de soude (base) : ça mousse ! Le pH du vinaigre est environ 3, celui du lait est environ 6.
À retenir : Le pH se définit par $\text{pH} = -\log\left[\text{H}_3\text{O}^+\right]$ (concentration exprimée en mol/L) et, à 25 °C, $\left[\text{H}_3\text{O}^+\right] \times \left[\text{HO}^-\right] = 10^{-14}$.
Titrages et dosages colorimétriques
Le titrage colorimétrique détermine la concentration d'une espèce en versant progressivement, à la burette, une solution titrante de concentration connue dans la solution à doser, jusqu'à l'équivalence repérée par un changement de couleur (indicateur coloré ou espèce colorée).
Exemple
Doser l'acide éthanoïque d'un vinaigre : on verse de la soude à la burette dans le vinaigre contenant quelques gouttes de phénolphtaléine ; l'équivalence est repérée quand la solution devient rose de façon persistante.
À retenir : À l'équivalence du titrage, les quantités de matière des réactifs sont dans les proportions stoechiométriques.
Titrages et dosages conductimétriques
Le dosage conductimétrique mesure la conductivité électrique d'une solution pour déterminer la concentration d'une substance. Au cours du titrage, la conductivité varie parce que des ions sont consommés ou apportés par la réaction : la courbe est formée de portions de droites et l'équivalence correspond au changement de pente.
Exemple
Déterminer la concentration d'une solution de sel par étalonnage : plus il y a d'ions dissous, plus la solution conduit l'électricité, et l'on compare la conductivité mesurée à celle de solutions de concentrations connues.
À retenir : La conductivité dépend de la concentration et de la nature des ions présents en solution.
Équilibres chimiques en solution aqueuse
Un équilibre chimique est atteint quand les réactions directe et inverse se produisent à la même vitesse. La solution atteint un état stable où les concentrations ne changent plus.
Exemple
L'eau pure : des molécules d'eau réagissent entre elles pour former très légèrement des ions $\text{H}_3\text{O}^+$ et $\text{HO}^-$, et cet équilibre reste constant à température donnée.
À retenir : La constante d'équilibre $K$ caractérise l'équilibre : pour $a\,\text{A} + b\,\text{B} \rightleftharpoons c\,\text{C} + d\,\text{D}$, $K = \frac{[\text{C}]^c [\text{D}]^d}{[\text{A}]^a [\text{B}]^b}$ avec les concentrations à l'équilibre ; $K$ ne dépend que de la température.
Les points clés
- La concentration molaire $C = \frac{n}{V}$ relie la quantité de soluté au volume de solution
- La dilution conserve la quantité de soluté : $C_1 \times V_1 = C_2 \times V_2$
- Le pH mesure l'acidité ; dans les solutions aqueuses usuelles à 25 °C, il varie de 0 à 14, avec 7 pour la neutralité
- Les titrages colorimétriques et conductimétriques permettent de doser une substance par détection d'un changement
- À l'équivalence d'un titrage, les réactifs sont consommés dans les proportions stoechiométriques
- Les équilibres chimiques en solution sont caractérisés par une constante $K$ qui reste constante à température donnée
L'essentiel
En chimie des solutions, tout repose sur la concentration : savoir la calculer, la diluer et l'utiliser pour les titrages et les équilibres.
Exercices d'entraînement
Entraîne-toi sur ces exercices, puis fais-toi corriger pas à pas par le tuteur.
Exercice 1
On prépare une solution en dissolvant 5,85 g de NaCl (M = 58,5 g/mol) dans de l'eau pour obtenir 500 mL de solution. Calculez la concentration molaire de cette solution.
Corrige cet exercice avec le tuteur →Exercice 2
On dilue 50 mL d'une solution d'acide chlorhydrique de concentration 2 mol/L en ajoutant de l'eau pour obtenir 200 mL de solution. Quelle est la nouvelle concentration ?
Corrige cet exercice avec le tuteur →