Solution (chimie)

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En chimie, une solution est un mélange homogène (constitué d'une seule phase) résultant de la dissolution d'un ou plusieurs soluté(s) (espèce chimique dissoute) dans un solvant. Les molécules (ou les ions) de soluté sont alors solvatées et dispersées dans le solvant.

Solution à l'état liquide[modifier | modifier le code]

La solution liquide est l'exemple le plus connu. Une solution ayant l'eau comme solvant est appelée solution aqueuse. Il est possible de mettre en solution :

  • un liquide dans un autre : limité par la miscibilité des deux liquides.
  • un solide dans un liquide : limité par la solubilité du solide dans le solvant, au delà de laquelle le solide n'est plus dissous. On parle alors de solution saturée.
  • un gaz dans un liquide.

Solution solide[modifier | modifier le code]

Article détaillé : solution solide.

Une solution solide correspond à un solide homogène constitué par le mélange de plusieurs corps purs.

Solution dans un gaz[modifier | modifier le code]

Articles détaillés : gaz et gaz parfait.

On parle assez rarement de « solution » pour un gaz. Un mélange de gaz est en général homogène après un court instant, en raison de l'agitation thermique (voir les articles Mouvement brownien et Diffusion), mais il peut y avoir une stratification en présence d'un champ de gravité si la hauteur du contenant est importante...

Coexistence de phases[modifier | modifier le code]

Une solution peut être

  • saturée : à une température et une pression données, une solution saturée est une solution qui ne peut plus dissoudre de soluté ;
  • insaturée : une solution insaturée est une solution qui peut dissoudre plus de soluté, aux conditions du système ;
  • sursaturée : une solution sursaturée est une solution contenant une plus grande quantité de soluté dissous que celle qui correspond à la limite de saturation.

Proportion de phases et concentration[modifier | modifier le code]

Soient i composants. La concentration du composant peut s'exprimer de plusieurs manières dont les fractions et les concentrations :

  • Fractions : une fraction est le rapport de deux quantités du même type, la quantité du numérateur s'appliquant à un constituant du système et celle du dénominateur à la somme des quantités de tous les constituants du système. Quand elles sont appliquées aux mélanges, les fractions peuvent être de trois types[1] :
    • la fraction molaire Ni (sans unité ou %mol), qui est le rapport entre le nombre ni de moles de i sur le nombre n total de moles
      N_i = \frac{n_i}{n} = \frac{n_i}{\sum_{j=1}^l n_j} ;
    • la fraction massique Mi (sans unité ou %m), qui est le rapport entre la masse mi de i sur la masse totale m
      M_i = \frac{m_i}{m} = \frac{m_i}{\sum_{j=1}^l m_j}.
    • la fraction volumique Vi (sans unité ou %vol), qui est le rapport entre le volume du composant i sur la somme des volumes de tous les composants utilisés pour fabriquer ce mélange {\sum_{j=1}^l v_j}[2].
      V_i = \frac{v_i}{\sum_{j=1}^l v_j}.
  • Concentrations : une concentration est une quantité caractérisant la composition d'un mélange par rapport à son volume[3] :

Dans le cas d'un gaz, on utilise

  • la pression partielle pi, qui est la contribution de la phase i à la pression ;
  • la fraction volumique (sans unité ou %vol), qui est, dans les conditions de pression et de température fixées, le volume vi que représenterait la phase i toute seule sur le volume total ; dans le cas de gaz parfaits, on montre aisément que le pourcentage volumique est égale à la pression partielle divisée par la pression totale p
    V_i = \frac{v_i}{v} = \frac{p}{p_i}.

Il existe plusieurs autres façons d'exprimer la composition ou la concentration :

Solution diluée, activité[modifier | modifier le code]

On appelle une solution diluée le cas d'une solution pour laquelle la quantité de solutés est très inférieure à la quantité totale de solution. Si l'on désigne le solvant par l'indice s, on peut donc utiliser les approximations suivantes :

n \simeq n_s, N_i \simeq \frac{n_i}{n_s}, N_s \simeq 1 ;
m \simeq m_s, M_i \simeq \frac{m_i}{m_s}, M_s \simeq 1.

Pour les solutions liquides :

C_i \simeq \frac{n_i}{v_s}, Cs est l'inverse du volume molaire du solvant ;
\tau_i \simeq \frac{m_i}{v_s}, τs' est la masse volumique du solvant ;
v \simeq v_s, V_i \simeq \frac{v_i}{v_s}, V_s \simeq 1

Dans le cas d'une solution diluée, le potentiel chimique est une fonction affine du logarithme de la concentration, pour une température fixée :

  • en solution liquide, \mu_i(T,P) = \mu_i^0(T) + R \cdot T \cdot \ln(C_i), Ci étant exprimé en mol·L-1 ;
  • en solution gazeuse, \mu_i(T,P) = \mu_i^0(T) + R \cdot T \cdot \ln(p_i), pi étant exprimé en atmosphère.

Lorsque l'on n'est plus en solution diluée (ou dans le cas de gaz, à haute pression, lorsque l'on ne peut plus faire l'approximation des gaz parfaits), il faut faire intervenir l'activité chimique ai:

\mu_i(T,P) = \mu_i^0(T) + R \cdot T \cdot \ln(a_i)
  • dans le cas d'une solution liquide, ai = γi·Ci où γi est le coefficient d'activité de i ;
  • dans le cas d'une solution gazeuse, ai = ƒi·pi où ƒi est la fugacité.

Ceci est l'approche du point de vue « chimique » : on part de ce que l'on mesure bien (le volume, la masse…). D'un point de vue thermodynamique, on commence plutôt par définir l'activité, puis on établit que dans le cas des solutions diluées,

  • pour un liquide, l'activité d'un soluté vaut à peu près sa concentration molaire (liquide) et l'activité du solvant vaut 1 ;
  • pour un gaz, l'activité du soluté est pression partielle en atmosphère, un gaz ayant une pression partielle d'une atmosphère a une activité de 1 ;
  • pour un solide, l'activité vaut 1.

Références[modifier | modifier le code]

  1. (en) « fraction », IUPAC, Compendium of Chemical Terminology (« Gold Book »), 2e éd. (1997). Version corrigée en ligne:  (2006-).
  2. (en) « volume fraction », IUPAC, Compendium of Chemical Terminology (« Gold Book »), 2e éd. (1997). Version corrigée en ligne:  (2006-).
  3. (en) « Concentration », IUPAC, Compendium of Chemical Terminology (« Gold Book »), 2e éd. (1997). Version corrigée en ligne:  (2006-).

Voir aussi[modifier | modifier le code]

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