5  Transformations physiques

Une remarque ? Écrivez-nous — coquille, question, suggestion.

Ce que nous savons déjà — Nous savons désormais pourquoi les molécules s’attirent : forces de London, Keesom, ponts hydrogène, interactions ion–dipôle. Nous savons aussi que rompre ces interactions ne modifie pas la nature des espèces chimiques — les molécules restent intactes. Ces acquis sont les fondations directes de ce chapitre.

Ce que ce chapitre construit — Que se passe-t-il au niveau particulaire quand l’eau gèle, ou quand le sel disparaît dans un verre d’eau ? Ces deux transformations ont un point commun : elles ne touchent jamais aux molécules elles-mêmes — seulement aux liens qui les unissent. Nous verrons comment décrire ces changements de phase et de mélange, puis comment une dissolution se déroule au niveau particulaire et pourquoi certaines substances libèrent des ions en solution.

Ce que nous saurons faire — À la fin de ce chapitre, nous serons capables de lire et d’interpréter un diagramme de phase, d’écrire l’équation de dissolution d’un sel ionique, de distinguer un électrolyte fort d’un électrolyte faible, et de rédiger une équation ionique nette pour une réaction de précipitation.

Projet-Balmer Dernière mise à jour : 2026-07-04

Nous savons déjà que…

Ces acquis ne nous serviront pas dès les premières pages de ce chapitre — nous les retrouverons au cœur de ce chapitre, lorsque nous aborderons la dissolution des solutés dans l’eau : ions et solvatation y redeviendront centraux.

Mini-test — vérifions nos acquis avant de continuer :

  1. Quelle est la charge de l’ion sodium et celle de l’ion chlorure ?
  2. L’eau \(\ce{H2O}\) est-elle une molécule polaire ou apolaire ? Justifions en une phrase.
  3. Pourquoi les molécules d’eau s’orientent-elles différemment autour d’un cation et autour d’un anion ?

Si nous répondons sans hésiter, nous sommes prêts — passons à la Zone 2. Si certaines réponses hésitent, relisons les points ci-dessus avant de continuer.

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Dans ce chapitre, nous allons étudier les transformation physique de la matière. Pour rappel, une transformation physique est le passage d’une substance d’un état à un autre, sans modification de sa structure moléculaire. Les liaisons intramoléculaires restent intactes — seules les liaisons intermoléculaires sont rompues ou formées.

Rappel des états de la matière Les trois états de la matière se distinguent par le degré de cohésion entre les molécules :

Dans ce chapitre: - nous allons d’abords considérer à nouveau les transformations physiques de corps purs. En quoi consiste-ils ? Les changements d’état. - Un corps pur est constitué d’une seule espèce chimique — tous ses constituants sont identiques au niveau particulaire. - Un corps pur peut exister sous plusieurs phases (solide, liquide, gazeux) Nous avons déjà vu dans le chapitre sur les liaisons intermoléculaires quelques exemples de température d’ébullition et de fusion, et ceci pour illustrer ces même liaison intermoléculaires.

Attention: nous ne parlons pas ici de réaction chimique. Les liaisons intramoléculaire des substances elles-mêmes ne sont jamais modifiée.

5.1 Changements d’état et énergie

Comme nous l’avons vu dans dans le chapitre des transformations chimiques, les transformations suivent très souvent des échange de chaleurs avec l’environnement. Pour rappelle, nous avons rencontrer beaucoup de température d’ébullition et de fusion dans le chapitre liaisons intermoléculaire.

Ici nous allons en avoir une lecture plus thermique.

Ceci nécessite de bien être au clair de ce qu’est considérer comme système et ce qu’est l’environnement.

5.1.1 Approche énergétique des changement de phase des corps purs.

Dans les transformation de la matière (chimique ou physique), Chaque changement d’état met en jeu de l’énergie :

Transition Nom Énergie
solide \(\rightarrow\) liquide fusion absorbée (endothermique)
liquide \(\rightarrow\) solide solidification libérée (exothermique)
liquide \(\rightarrow\) gaz vaporisation absorbée (endothermique)
gaz \(\rightarrow\) liquide condensation libérée (exothermique)
solide \(\rightarrow\) gaz sublimation absorbée (endothermique)
gaz \(\rightarrow\) solide déposition libérée (exothermique)

L’énergie absorbée lors d’une fusion ou d’une vaporisation sert exclusivement à vaincre les forces de cohésion intermoléculaires — elle ne fait pas augmenter la température. C’est pourquoi la température reste constante pendant un changement d’état : toute l’énergie fournie est consacrée à la transition de phase.

Plus les liaisons intermoléculaires d’une substance sont intenses, plus il faut d’énergie pour les rompre, et plus les températures de fusion et d’ébullition sont élevées. Les types de forces intermoléculaires étudiés au chapitre 3 vous donnent donc directement un outil prédictif : connaître le type de forces d’une substance, c’est pouvoir anticiper l’ordre de grandeur de ses températures de changement d’état.

5.1.2 Interprétation microscopique : le cas de l’eau

Suivons une molécule \(\ce{H2O}\) depuis le zéro absolu (\(-273\ ^\circ\text{C}\)) jusqu’à très haute température, à pression normale (1 atm).

(1) Glace : \(-273\ ^\circ\text{C} \leq T \leq 0\ ^\circ\text{C}\)

Les molécules d’eau forment un réseau géométrique ordonné, maintenu par un réseau dense de ponts hydrogène. En apportant de la chaleur, on augmente l’agitation thermique : les molécules vibrent de plus en plus intensément autour de leur position d’équilibre, mais les ponts hydrogène sont encore suffisamment forts pour les maintenir en place. La température augmente progressivement.

(2) Fusion : \(T = 0\ ^\circ\text{C}\)

L’agitation thermique devient suffisante pour que certaines molécules s’éloignent de leurs voisines et rompent leurs ponts hydrogène. La structure cristalline s’effondre progressivement. Toute l’énergie fournie sert à ce travail de séparation — la température reste fixe à \(0\ ^\circ\text{C}\) tant que la glace n’est pas entièrement fondue. Les molécules peuvent désormais glisser les unes sur les autres.

(3) Eau liquide : \(0\ ^\circ\text{C} \leq T \leq 100\ ^\circ\text{C}\)

Les molécules glissent librement : c’est le mouvement brownien. Les ponts hydrogène existent encore, mais ils se forment et se rompent en permanence, à une fréquence de l’ordre de \(10^{12}\) fois par seconde. La pression atmosphérique et les forces intermoléculaires maintiennent encore les molécules ensemble. Les molécules les plus agitées s’échappent parfois à la surface du liquide : c’est l’évaporation.

(4) Ébullition : \(T = 100\ ^\circ\text{C}\)

L’agitation est devenue suffisante pour que des molécules se libèrent non plus seulement en surface, mais au sein même du liquide, formant des bulles de vapeur. Ces bulles se forment lorsque la pression de vapeur à l’intérieur du liquide égale la pression atmosphérique. La température reste fixe à \(100\ ^\circ\text{C}\) tant que le liquide n’est pas entièrement vaporisé.

(5) Vapeur d’eau : \(T > 100\ ^\circ\text{C}\)

Les molécules \(\ce{H2O}\) sont désormais indépendantes, comme dans tout gaz. Les forces intermoléculaires sont quasi nulles — la distance entre molécules est trop grande pour qu’elles interagissent significativement. Chaque molécule se déplace librement et rapidement dans l’espace.

(6) Thermolyse : \(T > 900\ ^\circ\text{C}\)

L’énergie apportée devient suffisante pour rompre les liaisons intramoléculaires \(\ce{O-H}\) : les molécules \(\ce{H2O}\) se dissocient en atomes ou en ions. Il ne s’agit plus d’une transformation physique, mais d’une transformation chimique.

Attention : la thermolyse ne se produit qu’à des températures bien supérieures à l’ébullition. Cela illustre la hiérarchie établie au chapitre 3 : les liaisons intermoléculaires cèdent en premier, à des énergies dix à cent fois plus faibles que les liaisons intramoléculaires.

Exercices :

  1. Lors de la fusion de la glace, la température reste constante à \(0\ ^\circ\text{C}\) malgré l’apport continu d’énergie. Expliquez au niveau particulaire ce que fait cette énergie.1
  1. L’éthanol \(\ce{CH3CH2OH}\) bout à \(78\ ^\circ\text{C}\) et l’eau à \(100\ ^\circ\text{C}\). En vous appuyant sur les types de forces intermoléculaires, expliquez cet écart.[^4]
  1. Vrai ou faux : lors de l’ébullition de l’eau, les liaisons \(\ce{O-H}\) intramoléculaires sont rompues. Justifiez.[^5]

5.2 Le diagramme de phase

Un diagramme de phase est une représentation graphique des domaines de stabilité des états physiques d’un corps pur en fonction de la température (axe horizontal) et de la pression (axe vertical). Il permet de lire directement dans quel état se trouve une substance pour des conditions données de \(T\) et \(P\).

Trois éléments sont à connaître :

Les courbes de transition séparent les domaines de stabilité. Chaque courbe représente les conditions (\(T\), \(P\)) pour lesquelles deux phases coexistent à l’équilibre. Traverser une courbe correspond à un changement d’état.

Le point triple est l’unique point où les trois phases — solide, liquide et gaz — coexistent simultanément. Pour l’eau, il se situe à \(T = 0{,}01\ ^\circ\text{C}\) et \(P = 0{,}006\ \text{atm}\).

Le point critique est le point au-delà duquel la distinction entre phase liquide et phase gazeuse disparaît. La substance entre dans un état supercritique, aux propriétés intermédiaires entre un liquide et un gaz. Pour l’eau, ce point se situe à \(374\ ^\circ\text{C}\) et \(218\ \text{atm}\).

Lecture du diagramme de phase du \(\ce{CO2}\)

À pression atmosphérique (\(P = 1\ \text{atm}\)), le \(\ce{CO2}\) solide se sublime directement en gaz à \(-78{,}5\ ^\circ\text{C}\), sans passer par l’état liquide — car son point triple est à \(P = 5{,}1\ \text{atm}\), au-dessus de la pression atmosphérique. La phase liquide du \(\ce{CO2}\) n’est accessible qu’à des pressions supérieures à \(5{,}1\ \text{atm}\). C’est pourquoi la neige carbonique (solide) se sublime directement à l’air libre.

Proximal — La variation du point d’ébullition avec la pression a des applications pratiques immédiates. En altitude, la pression atmosphérique est plus faible : l’eau bout à moins de \(100\ ^\circ\text{C}\), ce qui allonge les temps de cuisson. À l’inverse, un autocuiseur augmente la pression intérieure pour porter l’eau à plus de \(100\ ^\circ\text{C}\) et accélérer la cuisson.

5.2.1 L’anomalie de l’eau

Pour la quasi-totalité des substances, augmenter la pression à température constante finit par solidifier le liquide : le solide occupe moins de volume que le liquide, la pente de la courbe de fusion dans le diagramme de phase est donc positive.

L’eau est une exception remarquable : sa courbe de fusion a une pente négative. Augmenter la pression sur de la glace la fait fondre. Pourquoi ?

La glace présente une structure lacunaire : les ponts hydrogène contraignent les molécules \(\ce{H2O}\) à s’organiser en un réseau hexagonal rigide, avec de grands espaces vides entre les molécules. Ce réseau occupe plus de volume que l’eau liquide, où les molécules sont plus proches et moins ordonnées. La glace est donc moins dense que l’eau liquide — c’est pourquoi elle flotte.

Conception naïve — On pourrait s’attendre à ce qu’un solide soit toujours plus dense que son liquide, puisqu’il est « plus compact ». Pour l’eau, c’est l’inverse : la structure imposée par les ponts hydrogène en phase solide est plus ouverte que le désordre de la phase liquide. Ce n’est pas la rigidité qui détermine la densité, mais la géométrie du réseau.

Phase Densité (g/L)
Glace (\(0\ ^\circ\text{C}\)) 917
Eau liquide (\(4\ ^\circ\text{C}\)) 1000
Vapeur (\(100\ ^\circ\text{C}\)) 0,958

La densité de l’eau liquide est maximale à \(4\ ^\circ\text{C}\) : en dessous de cette température, le nombre de ponts hydrogène augmente et la structure commence à s’ouvrir, faisant diminuer la densité. C’est pourquoi, en hiver, le fond des lacs reste à \(4\ ^\circ\text{C}\) tandis que la surface gèle — ce qui permet la survie des organismes aquatiques.

Application : le ski

La pente négative de la courbe de fusion de l’eau explique en partie pourquoi le ski est possible. La pression exercée par les skis sur la neige abaisse localement le point de fusion de la glace, formant une fine pellicule d’eau liquide sur laquelle les skis glissent.

Exercices :

  1. La neige carbonique (\(\ce{CO2}\) solide) se sublime directement à \(-78{,}5\ ^\circ\text{C}\) à pression atmosphérique sans jamais fondre. Expliquez ce comportement à l’aide du diagramme de phase du \(\ce{CO2}\) et de la position de son point triple.2
  1. Un alpiniste au sommet du Mont-Rose (\(4634\ \text{m}\), \(P \approx 0{,}58\ \text{atm}\)) fait bouillir de l’eau. À quelle température approximative l’eau bout-elle ? Justifiez qualitativement à partir du diagramme de phase.[^7]
  1. Expliquez pourquoi la glace flotte sur l’eau liquide, alors que pour presque tous les autres corps purs le solide coule dans son propre liquide.[^8]
  1. La densité de l’eau est maximale à \(4\ ^\circ\text{C}\). Expliquez pourquoi ce fait est crucial pour la survie des organismes aquatiques en hiver.[^9]

5.3 Mélange, dispersion : matrice et phase dispersée

Formalisation : Lorsque deux substances entrent en contact sans réagir chimiquement, deux issues sont possibles. Soit elles se mélangent intimement, à l’échelle moléculaire, pour ne plus former qu’une seule phase — c’est un mélange homogène, déjà défini plus haut. Soit l’une des deux substances se fragmente en grains ou en gouttelettes au sein de l’autre, sans se disperser à l’échelle moléculaire — c’est une dispersion, la forme la plus courante de mélange hétérogène.

Formalisation :

  • Un mélange contient au moins deux espèces chimiques distinctes.
  • Une phase est une région de matière physiquement et chimiquement uniforme, délimitée par une surface de séparation.
    • un mélange peut également présenter plusieurs phases.

On distingue deux types de mélanges :

  • Un mélange homogène (ou solution) est visuellement uniforme — aucune séparation de phases n’est visible, même à l’microscope optique. Les constituants sont dispersés à l’échelle moléculaire.
  • Un mélange hétérogène présente des phases distinctes visibles — deux liquides non miscibles, un solide dans un liquide, etc.
Type Exemple Critère
Corps pur \(\ce{H2O}\) distillée, \(\ce{O2}\) pur Une seule espèce chimique
Mélange homogène Eau salée, air Dispersé à l’échelle moléculaire
Mélange hétérogène Huile + eau, sable + eau Phases visibles distinctes

Toute dispersion comporte deux rôles distincts :

  • la phase dispersée (ou phase interne, discontinue) : la substance fragmentée en petites particules ;
  • la matrice (ou phase dispersante, externe, continue) : la substance qui contient et entoure la phase dispersée.

Ces deux rôles ne sont pas interchangeables : la fumée (particules solides dispersées dans l’air) et un lingot de métal poreux (bulles d’air emprisonnées dans un solide) sont deux dispersions très différentes, alors qu’elles combinent les mêmes deux états de la matière.

Conception courante : on associe souvent le mot « mélange » à un liquide. Mais la matrice et la phase dispersée peuvent chacune être solide, liquide ou gazeuse, ce qui donne un grand nombre de combinaisons possibles — la fumée d’une cigarette (solide dans gaz), la mousse à raser (gaz dans liquide) et un alliage métallique (solide dans solide) sont tous des mélanges au sens chimique du terme.

Exercices :

  1. Pour chacun des mélanges suivants, identifiez la matrice et la phase dispersée : (a) brouillard ; (b) mousse à raser ; (c) fumée de cigarette ; (d) sang.3
  1. Pourquoi ne peut-on pas échanger les rôles de matrice et de phase dispersée dans un mélange donné ? Illustrez avec l’exemple de la fumée de cigarette et d’un lingot de métal poreux, qui combinent tous deux un solide et un gaz.[^53]
  1. Pour chacun des mélanges suivants, dites s’il s’agit d’un mélange homogène (dispersion à l’échelle moléculaire) ou d’une dispersion hétérogène (matrice + phase dispersée), et justifiez : (a) éthanol dans l’eau ; (b) sable dans l’eau ; (c) sucre dissous dans l’eau ; (d) fines gouttelettes d’huile dans le vinaigre (vinaigrette agitée).[^54]

Exercices :

  1. Classez les exemples suivants en corps pur, mélange homogène ou mélange hétérogène, et justifiez : (a) eau distillée ; (b) air sec ; (c) lait ; (d) eau gazeuse ; (e) granit.4
  1. Une phase est-elle nécessairement un corps pur ? Illustrez votre réponse par un exemple.[^2]
  1. De la glace flotte dans un verre d’eau. (a) Combien de phases distingue-t-on ? (b) S’agit-il d’un corps pur ou d’un mélange ? Justifiez.[^52]

5.4 Grille des mélanges homogènes

Les mélanges homogènes se classent selon l’état physique de leurs deux composants avant mélange. Contrairement aux dispersions, l’ordre des composants n’a pas d’importance ici : les deux substances sont dispersées l’une dans l’autre à l’échelle moléculaire, aucune des deux n’« contient » vraiment l’autre. Dans le tableau ci-dessous, les lignes donnent le composant 1 et les colonnes le composant 2 — l’ordre n’affecte pas le résultat.

Gaz Liquide Solide
Gaz Mélange de gaz Solution Solution
Liquide Solution Solution Solution
Solide Solution Solution Alliage

Le terme solution couvre donc la grande majorité des mélanges homogènes impliquant un liquide, quel que soit l’état du second composant — nous détaillerons cette catégorie, et la distinction solution ionique/non-ionique, dans la section suivante.

L’alliage est le cas particulier d’un mélange homogène de deux solides : les atomes d’un métal sont dispersés dans le réseau cristallin d’un autre métal, à l’échelle atomique. Le laiton (cuivre + zinc) et le bronze (cuivre + étain) en sont des exemples classiques.

Exercices :

  1. Le laiton (cuivre + zinc) est-il un mélange homogène ou hétérogène ? Justifiez en comparant avec un mélange de limaille de fer et de poudre de soufre.5
  1. Classez les mélanges homogènes suivants selon la grille (identifiez les deux composants et leur état physique avant mélange) : (a) l’air (azote gazeux + oxygène gazeux) ; (b) l’acier (fer solide + carbone solide) ; (c) l’eau sucrée (sucre solide + eau liquide) ; (d) le vin (éthanol liquide + eau liquide).[^55]
  1. Pourquoi le terme « solution » couvre-t-il la majorité des mélanges homogènes impliquant un liquide, quel que soit l’état du second composant, alors qu’on réserve le mot « alliage » au seul cas solide-solide ?[^56]

5.5 Grille des mélanges hétérogènes

Pour les dispersions, l’ordre compte : la matrice (qui contient) et la phase dispersée (qui est contenue) jouent des rôles différents et donnent des noms différents selon leur combinaison. Dans le tableau ci-dessous, les lignes donnent la matrice et les colonnes la phase dispersée.

Gaz Liquide Solide
Gaz (matrice) (mélange de gaz — homogène) Aérosol liquide (brouillard) Aérosol solide (fumée)
Liquide (matrice) Mousse Émulsion Suspension
Solide (matrice) Mousse solide Gel Poudre

Quelques précisions sur ces catégories :

  • Un aérosol est une dispersion dans une matrice gazeuse : le brouillard (gouttelettes d’eau dans l’air) et la fumée (particules solides dans l’air) en sont les deux formes.
  • Une mousse disperse un gaz dans une matrice liquide (mousse à raser, mousse de bière) ; une mousse solide disperse un gaz dans une matrice solide (polystyrène expansé, pain).
  • Une émulsion disperse un liquide dans un autre liquide non miscible avec lui (mayonnaise, vinaigrette agitée, lait).
  • Une suspension disperse un solide dans une matrice liquide, avec des particules assez grosses pour sédimenter (sang, boue, peinture) — nous reverrons cette catégorie plus loin, avec les colloïdes.
  • Un gel disperse un liquide dans une matrice solide qui lui donne sa cohésion (gélatine).
  • Une poudre disperse un solide dans un autre solide sans qu’ils se mélangent à l’échelle atomique — contrairement à l’alliage. C’est le cas d’un mélange finement broyé de deux sels distincts, par exemple \(\ce{NaCl}\) et \(\ce{CaCO3}\) : chaque grain reste un cristal pur de l’une ou l’autre espèce, juxtaposé aux grains de l’autre, sans former de réseau cristallin commun.

Attention : un gaz dispersé dans un autre gaz ne donne jamais de mélange hétérogène — les gaz se mélangent toujours de façon homogène, à l’échelle moléculaire (cf. grille des mélanges homogènes ci-dessus).

Exercices :

  1. Classez les substances suivantes selon la grille ci-dessus (précisez la matrice et la phase dispersée) : (a) crème fouettée ; (b) eau boueuse ; (c) un mélange finement broyé de \(\ce{NaCl}\) et de \(\ce{CaCO3}\) ; (d) nuage.6
  1. Le pain et la mayonnaise sont tous deux des dispersions d’une phase dans une matrice. En quoi diffèrent-elles ? Nommez chaque catégorie.[^43]
  1. Classez chacun des exemples suivants dans la grille des mélanges hétérogènes (nommez la catégorie, précisez matrice et phase dispersée) : (a) la pierre ponce (roche volcanique poreuse et légère) ; (b) un déodorant en spray, juste après pulvérisation dans l’air ; (c) le dentifrice en gel.[^57]

5.6 Mélange liquide-liquide

Formalisation : Le mélange de deux liquides obéit à un principe général, qui remonte directement à la nature des liaisons étudiées aux chapitres précédents.

1. La liaison intramoléculaire détermine la nature de chaque substance. Selon le type de liaison qui unit ses propres atomes, une substance est un sel (liaison ionique), une molécule polaire (liaison covalente polaire) ou une molécule apolaire (liaison covalente apolaire).

2. La liaison intermoléculaire entre les deux substances détermine si le mélange est homogène ou hétérogène.

  • Si les deux substances sont de nature semblable (polaire–polaire, polaire–ionique, apolaire–apolaire), des interactions intermoléculaires fortes s’établissent entre elles : les deux espèces cohabitent à l’échelle moléculaire → mélange homogène.
  • Si les deux substances sont de nature dissemblable (polaire–apolaire, ionique–apolaire), l’espèce apolaire n’a ni charge ni pôle à offrir : elle est repoussée par l’espèce chargée ou polaire, qui interagit plus fortement avec elle-même qu’avec l’espèce apolaire. Aucune cohabitation à l’échelle moléculaire n’est possible → mélange hétérogène.

Ce principe — résumé par le dicton « qui se ressemble s’assemble » — est le fil conducteur de toute cette section : nous l’appliquerons successivement aux mélanges liquide-liquide, puis solide-liquide et gaz-liquide.

Le cas liquide-liquide

Deux liquides de polarité semblable se mélangent en toutes proportions à l’échelle moléculaire : ils sont miscibles, et le mélange obtenu est une solution. C’est le cas de l’eau et de l’éthanol, tous deux polaires et capables de former des ponts hydrogène.

Deux liquides de polarité dissemblable ne se mélangent pas à l’échelle moléculaire : ils sont non miscibles. Au repos, ils se séparent en deux phases superposées — le liquide le moins dense surnage. Si l’on agite fortement le mélange, la phase la moins abondante se fragmente en fines gouttelettes dispersées dans l’autre : on obtient une émulsion, mélange hétérogène qui se sépare à nouveau par décantation dès que l’agitation cesse — sauf si elle est stabilisée, comme nous le verrons plus loin avec les tensioactifs.

Exercices :

  1. Pour chacune des paires suivantes, indiquez si le mélange avec l’eau est homogène ou hétérogène, en justifiant par la nature (polaire, apolaire ou ionique) de chaque substance : (a) éthanol \(\ce{CH3CH2OH}\) ; (b) hexane \(\ce{C6H14}\) ; (c) brome \(\ce{Br2}\) ; (d) acide acétique \(\ce{CH3COOH}\) ; (e) huile d’olive (mélange de triglycérides, apolaire).7
  1. Un flacon contient de l’eau et de l’huile, nettement séparées en deux phases. On ajoute une goutte de liquide vaisselle (amphiphile) et on agite vigoureusement. Décrivez ce qui se passe, et dites si le résultat est stable dans la durée.[^45]
  1. On mélange de l’eau (densité 1,00) avec de l’essence de térébenthine, apolaire et non miscible (densité 0,86). (a) Le mélange obtenu est-il homogène ou hétérogène ? Justifiez par la nature des deux liquides. (b) Après un repos suffisant, quel liquide se retrouve au-dessus ? Cette méthode de séparation sera nommée précisément plus loin dans ce chapitre — pouvez-vous déjà proposer un nom logique ?[^58]

5.7 Solution, solvant, soluté

Conception courante : on associe spontanément le mot « solution » à un liquide transparent — de l’eau avec quelque chose de dissous dedans.

Au niveau macroscopique : une solution est visuellement homogène — aucun dépôt, aucune séparation de phases, aucun trouble visible à l’oeil nu.

Formalisation IUPAC : une solution est un mélange homogène constitué d’au moins deux substances. La substance dispersante, présente en plus grande proportion, est le solvant ; la substance dispersée est le soluté — il peut être solide, liquide ou gazeux.

Au niveau particulaire : dans une solution, les particules de soluté (molécules ou ions) sont dispersées individuellement parmi les particules de solvant, à l’échelle moléculaire.

Représentation symbolique : l’état aqueux se note (aq) après la formule chimique :

\[\ce{NaCl(s) -> Na+(aq) + Cl-(aq)}\]

Type Exemple
Gazeuse Air : \(\ce{O2(g)}\) + \(\ce{N2(g)}\)
Liquide Eau salée : \(\ce{NaCl(s)}\) dans \(\ce{H2O(l)}\)
Solide (alliage) Laiton : \(\ce{Zn(s)}\) + \(\ce{Cu(s)}\)

La règle générale qui gouverne la dissolution est la suivante : semblable dissout semblable — rappel du chapitre 3. Un solvant polaire dissout préférentiellement des solutés polaires ou ioniques ; un solvant apolaire dissout préférentiellement des solutés apolaires.

Exercices :

  1. Classez les mélanges suivants en solution ou non-solution, et justifiez : (a) eau + éthanol \(\ce{CH3CH2OH}\) ; (b) eau + huile d’olive ; (c) eau + sucre (après agitation complète) ; (d) laiton (alliage de cuivre et de zinc).8
  1. L’air est une solution gazeuse composée principalement de \(\ce{N2}\) (78 %) et de \(\ce{O2}\) (21 %). Quel est le solvant et quel est le soluté principal ? Justifiez votre choix.[^11]
  1. Le vernis à ongles se dissout dans l’acétone \(\ce{CH3COCH3}\) mais pas dans l’eau. Le vernis est-il polaire ou apolaire ? Justifiez en appliquant la règle semblable dissout semblable, sachant que l’acétone est polaire.[^12]

5.8 Dissolution : simple et avec dissociation

Conception courante : on confond souvent dissoudre, diluer et faire fondre. Ce sont trois phénomènes distincts. La fusion est un changement d’état physique : les liaisons intermoléculaires se rompent, mais les molécules restent intactes. La dissolution est une dispersion à l’échelle moléculaire dans un solvant. La dilution, elle, consiste simplement à ajouter du solvant à une solution déjà formée.

5.8.1 Dissolution simple

Le saccharose (sucre de table, \(\ce{C12H22O11}\)) est un solide cristallin constitué de molécules covalentes polaires et neutres. Lorsqu’un cristal de sucre est placé dans l’eau, les molécules de surface sont attirées par les molécules d’eau polaires (interactions dipôle–dipôle et ponts hydrogène). Elles se détachent du solide et se dispersent dans le solvant, entourées de molécules d’eau : on dit qu’elles sont hydratées.

\[\ce{C12H22O11(s) -> C12H22O11(aq)}\]

Attention : les molécules d’eau participent au phénomène d’hydratation, mais elles ne sont pas consommées dans une réaction chimique. C’est pourquoi leur formule n’apparaît pas dans l’équation de dissolution.

5.8.2 Dissolution avec dissociation

Le chlorure de sodium \(\ce{NaCl}\) est un composé ionique. Lorsqu’il est placé dans l’eau, les molécules d’eau polaires exercent une attraction ion–dipôle sur les ions de surface. Ceux-ci se détachent du réseau cristallin — c’est la dissociation — puis sont immédiatement hydratés et dispersés dans le solvant.

\[\ce{NaCl(s) -> Na+(aq) + Cl-(aq)}\]

Les molécules d’eau s’orientent différemment selon l’ion qu’elles entourent : le pôle \(\delta^-\) (oxygène) se tourne vers les cations \(\ce{Na+}\), et le pôle \(\delta^+\) (hydrogène) vers les anions \(\ce{Cl-}\).

Exercices :

  1. Distinguez dissolution simple et dissolution avec dissociation pour : (a) \(\ce{KBr}\) dans l’eau ; (b) glucose \(\ce{C6H12O6}\) dans l’eau ; (c) \(\ce{HCl}\) dans l’eau (dissociation totale).9
  1. Expliquez au niveau particulaire pourquoi \(\ce{NaCl}\) se dissout dans l’eau mais pas dans l’hexane \(\ce{C6H14}\).[^18]
  1. L’urée \(\ce{CO(NH2)2}\) est un solide cristallin moléculaire polaire (utilisé comme engrais), très soluble dans l’eau. S’agit-il d’une dissolution simple ou avec dissociation ? Écrivez l’équation de dissolution et justifiez au niveau particulaire par le type de liaison intramoléculaire de l’urée.[^59]
  1. Le sulfate de calcium \(\ce{CaSO4}\) est un solide ionique peu soluble, mais la petite quantité qui se dissout se dissocie totalement en ions. Écrivez l’équation de dissolution avec dissociation, et indiquez le rapport molaire entre les ions \(\ce{Ca^{2+}}\) et \(\ce{SO4^{2-}}\) ainsi obtenus.[^60]

5.9 Concentration et dilution

Formalisation : La concentration molaire (ou molarité) d’une solution exprime le nombre de moles de soluté par litre de solution :

\[c = \frac{n}{V} \quad \text{(mol/L)}\]

La concentration massique exprime la masse de soluté par litre de solution :

\[C_m = \frac{m}{V} \quad \text{(g/L)}\]

Préparation d’une solution : on dissout la quantité de soluté calculée dans un peu de solvant, on transvase dans un ballon jaugé, et on complète jusqu’au trait de jauge.

Dilution : ajouter du solvant à une solution existante conserve la quantité de matière de soluté :

\[c_1 V_1 = c_2 V_2\]

Solutions concentrées commerciales : pourcentage massique et masse volumique

Les acides et bases utilisés en laboratoire sont rarement vendus directement à la molarité souhaitée : ils sont fournis sous forme de solutions concentrées commerciales, caractérisées par un pourcentage massique % (masse de soluté rapportée à la masse totale de solution — massique par défaut, sauf mention contraire) et une masse volumique \(\rho\) (masse de la solution par unité de volume, en g/mL).

Formalisation :

\[\% = \frac{m_{\text{soluté}}}{m_{\text{solution}}} \times 100 \qquad \rho = \frac{m_{\text{solution}}}{V_{\text{solution}}}\]

Exemple travaillé — préparer 1 L de HCl 5,00 mol/L à partir d’une solution concentrée :

Le HCl commercial est vendu à 38,0 % en masse, avec \(\rho = 1{,}19\ \text{g/mL}\). Quel volume de cet acide concentré faut-il prélever pour préparer 1,00 L de HCl à 5,00 mol/L ? (\(M(\ce{HCl}) = 36{,}461\ \text{g/mol}\))

Étape 1 — concentration molaire de l’acide concentré : dans 1 L de solution concentrée, \(m_{\text{solution}} = 1{,}19 \times 1000 = 1190\ \text{g}\), donc \(m(\ce{HCl}) = 0{,}380 \times 1190 = 452{,}2\ \text{g}\), soit \(n(\ce{HCl}) = 452{,}2/36{,}461 = 12{,}40\ \text{mol}\). La solution concentrée titre donc \(c_1 = 12{,}4\ \text{mol/L}\).

Étape 2 — dilution vers la cible : \(c_1 V_1 = c_2 V_2 \Rightarrow V_1 = \dfrac{c_2 V_2}{c_1} = \dfrac{5{,}00 \times 1{,}00}{12{,}4} = 0{,}403\ \text{L} = 403\ \text{mL}\).

Il faut donc prélever 403 mL d’acide concentré, les verser dans une fiole jaugée de 1 L, et compléter avec de l’eau jusqu’au trait de jauge.

Remarque : cette dilution peut aussi se résoudre sans passer par la molarité, en raisonnant uniquement sur la conservation de la masse de soluté — c’est la méthode que nous utiliserons dans l’exercice 24 ci-dessous.

Exercices :

  1. On dissout 5,85 g de \(\ce{NaCl}\) (\(M = 58{,}5\ \text{g/mol}\)) dans suffisamment d’eau pour obtenir 500 mL de solution. Calculez la concentration molaire.10
  1. On prélève 25,0 mL d’une solution de \(\ce{HCl}\) à 2,00 mol/L et on complète à 500 mL avec de l’eau. Quelle est la concentration de la solution diluée ?[^20]
  1. Exprimez en mol/L la concentration d’une solution de glucose \(\ce{C6H12O6}\) à 90 g/L (\(M = 180\ \text{g/mol}\)).[^21]
  1. On dispose de 1500 g d’une solution aqueuse contenant 15,0 % de \(\ce{NaOH}\) en masse. (a) Calculez la masse de \(\ce{NaOH}\) dissoute. (b) Calculez la quantité de matière correspondante. (\(M(\ce{NaOH}) = 40{,}00\ \text{g/mol}\))[^22]
  1. Une solution d’acide nitrique \(\ce{HNO3}\) a une masse volumique \(\rho = 1{,}11\ \text{g/mL}\) et titre 19,0 % en masse. (a) Calculez sa concentration molaire. (b) Une seconde solution de \(\ce{HNO3}\), de même masse volumique, a une concentration de 3,35 mol/L. Calculez son pourcentage massique et comparez au résultat de (a). (\(M(\ce{HNO3}) = 63{,}01\ \text{g/mol}\))[^23]
  1. Une solution d’acide sulfurique \(\ce{H2SO4}\) concentré titre 98,0 % en masse et a une masse volumique \(\rho = 1{,}84\ \text{g/mL}\). On souhaite préparer 100 mL d’une solution diluée à 20,0 % en masse et de masse volumique \(\rho = 1{,}14\ \text{g/mL}\). Quel volume de l’acide concentré faut-il prélever, puis compléter avec de l’eau jusqu’à 100 mL, pour obtenir cette solution ?[^24]
  1. Une solution commerciale de \(\ce{HCl}\) est à 37 % masse et a une densité de 1,19 g/mL. (a) Calculez la concentration molaire. (b) Quel volume de cette solution faut-il prélever pour préparer 500 mL de \(\ce{HCl}\) à 0,100 mol/L ?[^25]

5.10 Électrolytes, équations ioniques et précipitation

5.10.1 Électrolytes forts et faibles

Un électrolyte est une substance capable de libérer des ions en solution, rendant celle-ci conductrice du courant électrique.

  • Un électrolyte fort est entièrement dissocié en solution (dissociation totale, flèche simple \(\rightarrow\)) : sels solubles, acides forts (\(\ce{HCl}\), \(\ce{HNO3}\), \(\ce{H2SO4}\)), bases fortes (\(\ce{NaOH}\), \(\ce{KOH}\)).
  • Un électrolyte faible est partiellement dissocié (dissociation partielle, double flèche \(\rightleftharpoons\)) : acides faibles (\(\ce{CH3COOH}\)), bases faibles (\(\ce{NH3}\)).
  • Un non-électrolyte ne libère aucun ion : saccharose, glucose, éthanol.

5.10.2 Équations ioniques et précipitation

Lorsqu’on mélange deux solutions ioniques, certains ions peuvent s’associer pour former un précipité — un solide peu soluble. On décrit cette transformation par une équation ionique nette, qui ne fait apparaître que les ions participant à la réaction.

Méthode :

  1. Écrire l’équation moléculaire complète.
  2. Dissocier tous les électrolytes forts en ions.
  3. Simplifier les ions spectateurs (présents des deux côtés sans changer).
  4. Écrire l’équation ionique nette.

Exemple : Mélange de \(\ce{AgNO3(aq)}\) et \(\ce{NaCl(aq)}\) :

\[\ce{Ag+(aq) + NO3-(aq) + Na+(aq) + Cl-(aq) -> AgCl(s) + Na+(aq) + NO3-(aq)}\]

Ions spectateurs : \(\ce{Na+}\) et \(\ce{NO3-}\). Équation ionique nette :

\[\ce{Ag+(aq) + Cl-(aq) -> AgCl(s)}\]

Exercices :

  1. Classez les substances suivantes en électrolyte fort, électrolyte faible ou non-électrolyte : \(\ce{NaCl}\), \(\ce{CH3COOH}\), saccharose, \(\ce{HNO3}\), \(\ce{NH3}\).11
  1. On mélange \(\ce{Pb(NO3)2(aq)}\) et \(\ce{KI(aq)}\). \(\ce{PbI2}\) est peu soluble. Écrivez l’équation ionique nette.[^27]
  1. On mélange \(\ce{Ca(OH)2(aq)}\) et \(\ce{Na2SO4(aq)}\). \(\ce{CaSO4}\) est peu soluble. Écrivez l’équation moléculaire, identifiez les ions spectateurs, et donnez l’équation ionique nette.[^28]
  1. Une solution de \(\ce{FeCl3}\) 0,100 mol/L a un volume de 200 mL. Calculez les concentrations réelles de \(\ce{Fe^{3+}}\) et \(\ce{Cl-}\), et vérifiez le bilan de charges.[^29]
  1. Classez les substances suivantes en électrolyte fort, électrolyte faible ou non-électrolyte, et pour chacune donnez l’équation de dissociation (totale ou partielle) le cas échéant : \(\ce{KOH}\), \(\ce{HF}\), l’éthanol \(\ce{C2H5OH}\).[^61]
  1. Deux flacons contiennent chacun une solution 0,10 mol/L : l’un d’acide chlorhydrique \(\ce{HCl}\), l’autre d’acide acétique \(\ce{CH3COOH}\). Les deux solutions ont-elles la même concentration en ions \(\ce{H+}\) ? Expliquez à l’aide de la notion d’électrolyte fort/faible.[^62]

5.11 Solubilité, miscibilité et mélanges hétérogènes

Le même principe — une substance polaire ou ionique interagit fortement avec une autre substance polaire ou ionique, tandis qu’une substance apolaire n’a rien à offrir aux espèces chargées et se retrouve exclue — explique aussi les mélanges d’un solide ou d’un gaz avec un liquide, que nous détaillons maintenant cas par cas.

Solvants polaires et solutés ioniques

L’eau est un solvant polaire capable de former des ponts hydrogène. Lorsqu’un cristal ionique comme \(\ce{NaCl}\) est plongé dans l’eau, les molécules \(\ce{H2O}\) exercent des interactions ion–dipôle sur les ions de surface. Ces interactions sont suffisamment fortes pour arracher les ions \(\ce{Na+}\) et \(\ce{Cl-}\) au cristal et les entourer d’une sphère de solvatation. Le sel se dissout.

Dans un solvant apolaire comme l’hexane, les interactions ion–dipôle induit sont trop faibles pour compenser la cohésion ionique du cristal : les sels ne se dissolvent pas dans les hydrocarbures.

Solvants polaires et solutés covalents polaires

Pour qu’un composé covalent polaire se dissolve dans l’eau, il doit pouvoir séparer les molécules \(\ce{H2O}\) — ce qui coûte de l’énergie — et établir à leur place des interactions avec le solvant. Si le soluté peut former des ponts hydrogène avec l’eau, l’énergie est restituée et la dissolution est favorable.

C’est le cas du méthanol \(\ce{CH3OH}\) (totalement miscible à l’eau), du glucose ou de l’éthanol. En revanche, plus la chaîne carbonée apolaire d’une molécule est longue, moins elle peut interagir avec l’eau, et plus elle risque d’être hydrophobe.

De manière approchée, on considère qu’une chaîne de trois atomes de carbone constitue la limite : en deçà, la partie polaire domine et la molécule est soluble ; au-delà, la partie apolaire prend le dessus.

Alcool Solubilité dans l’eau
Méthanol \(\ce{CH3OH}\) totalement miscible
Butanol \(\ce{C4H9OH}\) faiblement soluble
Octanol \(\ce{C8H17OH}\) insoluble

Hydrophile, hydrophobe, amphiphile

  • Une espèce hydrophile (du grec hydro, eau, et phileo, aimer) a une affinité pour l’eau : elle est polaire ou ionique, et peut former des ponts hydrogène avec le solvant.
  • Une espèce hydrophobe (du grec phóbos, peur) repousse l’eau : elle est apolaire et ne peut pas interagir avec les molécules \(\ce{H2O}\).
  • Une espèce amphiphile (du grec amphi, double) possède à la fois une partie hydrophile et une partie hydrophobe. C’est le cas des savons et des phospholipides des membranes cellulaires.

Conception naïve — On croit parfois que l’eau dissout tout. C’est faux : l’eau est un excellent solvant pour les espèces polaires et ioniques, mais elle est inefficace pour les substances apolaires. Le phosphore blanc \(\ce{P4}\), apolaire, est insoluble dans l’eau mais se dissout dans le disulfure de carbone \(\ce{CS2}\), lui-même apolaire.

Mélanges gaz–liquide

Un gaz se dissout dans un liquide s’il partage des propriétés similaires avec lui. L’oxygène \(\ce{O2}\), faiblement polarisable, se dissout peu dans l’eau via des forces de Debye — mais suffisamment pour permettre la respiration des poissons. L’ammoniac \(\ce{NH3}\), polaire et capable de former des ponts hydrogène avec l’eau, s’y dissout au contraire très facilement — c’est ce qu’illustre l’expérience de la fontaine d’ammoniaque, où la dissolution rapide du gaz crée une dépression qui aspire l’eau dans le ballon.

Proximal — La solubilité des gaz dans l’eau diminue quand la température augmente : en chauffant, on apporte de l’énergie qui suffit à vaincre les faibles interactions gaz–eau. C’est pourquoi les poissons souffrent davantage de manque d’oxygène dans les eaux chaudes que dans les eaux froides.

Quand le gaz ne se dissout pas : la mousse

Lorsqu’un gaz est peu soluble dans un liquide — ou que sa quantité dépasse la limite de solubilité — il ne peut pas se disperser à l’échelle moléculaire. Une agitation vigoureuse le fragmente alors en bulles ; si un tensioactif stabilise leur surface, ces bulles restent dispersées dans le liquide au lieu de remonter et d’éclater : on obtient une mousse, mélange hétérogène (gaz dispersé dans une matrice liquide — cf. grille des mélanges hétérogènes). La mousse à raser (air dans eau savonneuse) et la mousse de bière (\(\ce{CO2}\) dans le moût) en sont des exemples courants.

Types de mélanges hétérogènes

Tous les mélanges hétérogènes ne se comportent pas de la même façon. On distingue trois catégories selon la taille des particules dispersées et la vitesse de séparation des phases :

Les mélanges hétérogènes simples se séparent spontanément en quelques secondes à quelques minutes par décantation. Les particules dispersées sont visibles à l’oeil nu. Exemple : sable dans l’eau, huile et eau dans un verre.

Les suspensions contiennent des particules de taille intermédiaire (entre 1 et 1000 µm) qui sédimentent lentement — en quelques heures à quelques jours. Exemple : lait entier non homogénéisé, sang, encre.

Les colloïdes contiennent des particules très fines (entre 1 nm et 1 µm) qui ne sédimentent pas à l’échelle humaine. À l’oeil nu, un colloïde ressemble à un mélange homogène. Exemple : lait homogénéisé, mayonnaise, brouillard, gélatine.

Attention : la distinction entre mélange homogène et colloïde n’est pas toujours évidente à l’oeil nu. Le critère décisif est l’échelle des particules : dans un mélange homogène, les constituants sont dispersés à l’échelle moléculaire (< 1 nm) ; dans un colloïde, les particules sont plus grandes et diffusent la lumière — c’est l’effet Tyndall, visible quand un faisceau lumineux traverse le mélange.

Type Taille des particules Séparation spontanée Exemple
Mélange homogène < 1 nm (échelle moléculaire) non eau salée
Colloïde 1 nm – 1 µm très lente (mois) lait, brouillard
Suspension 1 µm – 1 mm lente (heures–jours) sang, encre
Hétérogène simple > 1 mm rapide (secondes) huile–eau

Exercices :

  1. Classez les mélanges suivants en homogène, colloïde ou suspension : (a) eau et farine agitée ; (b) eau et sel de cuisine ; (c) lait homogénéisé ; (d) eau et huile d’olive.12
  1. Le brouillard et l’air humide (vapeur d’eau dissoute dans l’air) sont tous deux composés d’eau et d’air. Pourquoi le brouillard est-il visible alors que l’air humide est transparent ?[^14]
  1. Un élève mélange de l’huile avec de l’eau puis ajoute du savon (amphiphile) et agite. Décrivez ce qui se passe à l’échelle moléculaire, en précisant quel type de mélange est obtenu et pourquoi il est stable.[^15]
  1. Proposez une méthode physique pour séparer chacun des mélanges suivants, en justifiant votre choix : (a) eau salée ; (b) sable et eau ; (c) huile et eau.[^16]

5.12 Les étapes de l’analyse d’un mélange

Formalisation : Un chimiste analytique cherche à identifier et caractériser les substances présentes dans un échantillon — la substance étudiée est appelée l’analyte. Le mot analyse vient du grec -lyse, « décomposer » : analyser un mélange consiste à le décomposer en trois étapes successives.

1. L’analyse immédiate sépare le mélange en ses différents corps purs, sans encore chercher à les identifier. Si le mélange comporte plusieurs phases, on les sépare d’abord — c’est l’objet des deux sections suivantes.

2. L’analyse qualitative identifie chaque corps pur obtenu, sans tenir compte de sa proportion dans le mélange initial. Elle peut être non instrumentale (un changement de couleur, la formation d’un précipité ou d’un gaz, un test de flamme) ou instrumentale, à l’aide de techniques physiques comme les spectroscopies — nous en verrons un aperçu en zone 3.

3. L’analyse quantitative mesure la concentration de chaque corps pur identifié dans le mélange initial. Elle complète l’analyse qualitative : identifier quoi ne dit pas encore combien.

Conception courante : on imagine souvent l’analyse chimique comme une seule opération. En réalité, séparer, identifier et quantifier sont trois étapes distinctes, qui peuvent mobiliser des techniques très différentes — une méthode de séparation efficace n’est pas nécessairement une méthode d’identification, et inversement.

Exercices :

  1. Pour chacune des situations suivantes, indiquez s’il s’agit d’analyse immédiate, qualitative ou quantitative : (a) filtrer du sable hors d’un verre d’eau ; (b) observer qu’une flamme colorée en jaune indique la présence de sodium ; (c) déterminer qu’une solution de sel contient 12 g/L de \(\ce{NaCl}\).13
  1. Parmi les méthodes d’analyse qualitative suivantes, lesquelles sont instrumentales et lesquelles ne le sont pas ? (a) observer la formation d’un précipité blanc en présence de nitrate d’argent ; (b) mesurer un spectre infrarouge ; (c) tester la solubilité dans l’eau ; (d) mesurer un point de fusion au banc Kofler.[^63]
  1. On reçoit un échantillon de terre suspectée d’être polluée par un métal lourd. (a) Qu’appelle-t-on ici l’analyte ? (b) Proposez, dans l’ordre logique, les trois grandes étapes (nommées) à suivre pour caractériser complètement cet échantillon.[^64]

5.13 Méthodes de séparation des mélanges homogènes

Séparer un mélange homogène exploite une différence de propriété physique entre ses composants — le plus souvent leur température d’ébullition, leur affinité avec une phase stationnaire, ou leur solubilité relative dans deux solvants non miscibles.

La distillation

La distillation simple sépare les composants d’un mélange liquide homogène selon leur point d’ébullition (PE). Le mélange est chauffé à ébullition ; les vapeurs, plus riches dans le composant le plus volatil, sont conduites vers un réfrigérant où elles condensent pour former le distillat. Une bonne séparation nécessite des PE suffisamment éloignés (plus de 50 °C d’écart) — sinon, une interaction persiste entre les liquides et limite l’efficacité de la séparation.

Lorsque les points d’ébullition des composants sont proches, on utilise la distillation fractionnée : une colonne de fractionnement, insérée entre le ballon et la tête de distillation, réalise en un seul montage une succession de distillations simples. À chaque étage de la colonne, un équilibre s’établit entre liquide et vapeur ; la vapeur qui progresse vers le haut s’enrichit progressivement dans le composant le plus volatil, tandis que le liquide qui redescend s’enrichit dans le moins volatil.

Attention : le distillat d’une distillation, même fractionnée, n’est jamais un corps pur à 100 % — il reste toujours une trace du composant moins volatil. Une pureté élevée nécessite plusieurs distillations successives.

La chromatographie

La chromatographie sépare les composants d’un mélange en exploitant leur affinité différente avec deux phases : une phase stationnaire (fixe, solide ou liquide) et une phase mobile (qui entraîne l’échantillon à travers la première). Les composants les plus retenus par la phase stationnaire progressent plus lentement et sortent en dernier.

  • La chromatographie en phase gazeuse (GC) utilise un gaz vecteur comme phase mobile, à travers une colonne contenant la phase stationnaire. Elle sépare des mélanges de substances volatiles.
  • La chromatographie en phase liquide (LC) utilise un liquide comme phase mobile. Sa forme la plus simple, la chromatographie sur couche mince (CCM), dépose l’échantillon sur une plaque recouverte d’un solide adsorbant (la phase stationnaire) ; un solvant (l’éluant) migre le long de la plaque par capillarité, entraînant les composants à des vitesses différentes selon leur affinité avec l’adsorbant.

L’extraction liquide-liquide

L’extraction transfère un soluté d’un solvant initial vers un second solvant — le solvant d’extraction — dans lequel il est plus soluble. Les deux solvants doivent être non miscibles entre eux. On utilise une ampoule à décanter : après agitation et décantation, les deux phases liquides se séparent selon leur densité et peuvent être recueillies séparément.

L’adsorption

L’adsorption capte une substance à la surface d’un solide, l’adsorbeur, par affinité électrique. Elle ne doit pas être confondue avec l’absorption, qui fait pénétrer une substance à l’intérieur d’un matériau. L’adsorption du \(\ce{CO2}\) sur du charbon actif en est un exemple courant.

Technique Propriété exploitée Exemple
Distillation simple Point d’ébullition (écart > 50 °C) Eau salée → eau pure distillée
Distillation fractionnée Point d’ébullition (écarts proches) Raffinage du pétrole
Chromatographie (GC, LC) Affinité avec une phase stationnaire Séparation d’huiles essentielles
Extraction liquide-liquide Solubilité relative dans deux solvants Extraction de la caféine
Adsorption Affinité électrique avec un solide Filtre à charbon actif

Exercices :

  1. Un mélange d’alcanes linéaires a des points d’ébullition de 36 °C, 69 °C, 98 °C, 126 °C et 151 °C. (a) Ces écarts permettent-ils une distillation simple efficace entre alcanes voisins ? (b) Quel alcane sort en premier du montage de distillation ? Justifiez.14
  1. Sur une plaque de CCM, le limonène migre plus haut que le linalol, lui-même plus haut que le citral. Dans un dépôt d’huile essentielle de peau d’orange, on retrouve les trois taches. Que peut-on conclure sur la composition de cette huile essentielle ?[^48]
  1. On veut extraire la caféine du thé, dissoute dans l’eau chaude, à l’aide de dichlorométhane (solvant apolaire non miscible à l’eau, dans lequel la caféine est très soluble). (a) Quelle technique de séparation est ici utilisée ? (b) Quel matériel permet de recueillir séparément les deux phases liquides une fois l’extraction terminée ?[^65]

5.14 Méthodes de séparation des mélanges hétérogènes

Séparer un mélange hétérogène exploite une différence physique entre la matrice et la phase dispersée — taille des particules, densité, propriétés magnétiques ou électriques.

Décantation et filtration

La décantation sépare deux phases liquides non miscibles (ou un solide grossier d’un liquide) selon leur différence de densité, à l’aide d’une ampoule à décanter. C’est la méthode de séparation d’une émulsion qui se sépare spontanément.

La filtration retient un solide (le résidu) à l’aide d’un filtre, tandis que le liquide (le filtrat) le traverse par gravité. La filtration sur Büchner, réalisée sous vide, accélère l’opération et donne un résidu plus sec.

Centrifugation et sédimentation

La sédimentation dépose spontanément un solide plus dense que le liquide au fond du récipient. La centrifugation accélère ce processus par rotation rapide — indispensable lorsque les phases sont trop finement dispersées ou leurs densités trop proches pour sédimenter naturellement en un temps raisonnable.

Tamisage et triage magnétique

Le tamisage sépare des grains solides de tailles différentes à l’aide d’un tamis — séparer le son de la farine, par exemple.

Le triage magnétique sépare des matériaux selon leur comportement face à un champ magnétique : les éléments ferromagnétiques (le fer, par exemple) sont attirés par un champ faible et peuvent ainsi être isolés du reste d’un mélange solide.

Le filtre électrostatique

Le filtre électrostatique (ou filtre de Cottrell) retient les particules solides ou les gouttelettes d’une dispersion gaz-solide ou gaz-liquide (fumée, brouillard industriel). Un fil chargé négativement à haute tension électrise les particules par contact ; celles-ci sont alors attirées et retenues contre la paroi d’un tube métallique relié à la terre. On l’utilise par exemple dans les cheminées d’usines d’incinération.

Technique Propriété exploitée Exemple
Décantation Densité (phases liquides ou solide grossier) Séparer huile et eau
Filtration Taille des particules Séparer sable et eau
Centrifugation/sédimentation Densité (particules fines) Séparer les composants du sang
Tamisage Taille des grains Séparer le son de la farine
Triage magnétique Propriétés magnétiques Récupérer le fer d’un déchet mixte
Filtre électrostatique Charge électrique Dépoussiérage d’une cheminée d’usine

Exercices :

  1. Un mélange hétérogène solide contient quatre corps purs A, B, C, D. On sait que : A se sublime à 100 °C ; B et D sont insolubles dans l’eau ; B est ferromagnétique ; A et C sont des poudres blanches parfaitement solubles dans l’eau. Proposez, dans l’ordre, une suite de méthodes de séparation permettant d’isoler les quatre corps purs.15
  1. Un accident déverse de l’huile alimentaire dans un ruisseau, mélangée à de l’eau de pluie chargée de sable et de terre. Proposez, dans l’ordre, une suite de méthodes de séparation pour retrouver une eau claire.[^50]
  1. Le sang, prélevé en tube, est un mélange hétérogène de plasma (liquide) et de cellules sanguines (globules rouges, blancs, plaquettes). (a) Pourquoi une simple sédimentation au repos est-elle trop lente pour séparer efficacement ces composants en pratique clinique ? (b) Quelle technique est utilisée à la place, et sur quel principe repose-t-elle ?[^66]

5.15 Degrés de pureté d’un corps pur

En pratique, les techniques de séparation ne donnent jamais un corps absolument pur : des impuretés subsistent toujours en quantité plus ou moins grande. Augmenter le degré de pureté coûte du temps et de l’argent — on choisit donc la pureté nécessaire à l’usage visé, pas systématiquement la plus haute possible. La pureté se mesure en pourcentage (%), en pour mille (‰) ou en parties par million (ppm).

Catégorie Pureté typique
Produit « technique » env. 95 %
Produit « pur » env. 98 %
Produit « pour analyse » env. 99,5 %
Produit « spécial » jusqu’à 99,9999 %

Les propriétés physiques comme critère de pureté

Un corps pur possède des constantes physiques bien définies — température de fusion (PF), température d’ébullition (PE), masse volumique, indice de réfraction. Un mélange, en revanche, n’a pas de PF ni de PE fixes : ils varient avec la composition. L’eau salée, par exemple, bout au-dessus de 100 °C et gèle en dessous de 0 °C, d’autant plus que sa concentration en sel est élevée. Mesurer le PF ou le PE d’un échantillon — ou son indice de réfraction, comme pour le taux de sucre d’un jus de raisin — permet donc d’estimer sa pureté sans identifier précisément les impuretés.

Proximal — Aller au-delà de ces critères physiques — pour identifier précisément la nature d’une substance sans la détruire — fait appel à des méthodes d’analyse instrumentale plus poussées. Nous en verrons un aperçu en zone 3.

Exercices :

  1. Le point de fusion d’un échantillon de naphtalène est mesuré à 78,5 °C, alors que la littérature indique 80,3 °C pour le naphtalène pur. Que peut-on en conclure sur la pureté de l’échantillon ?16
  1. Un laboratoire de recherche a besoin d’un réactif pour une analyse quantitative de précision. Le fournisseur propose trois qualités : « technique » (95 %), « pour analyse » (99,5 %) et « spécial » (99,9999 %), à des prix croissants. Quelle qualité choisir, et pourquoi ne pas systématiquement prendre la plus pure ?[^67]
  1. Un chimiste dispose de deux échantillons d’éthanol : l’un pur, l’autre mélangé à un peu d’eau. Sans rien peser ni titrer, comment le point d’ébullition permettrait-il de distinguer les deux échantillons, sans même savoir lequel est lequel au départ ?[^68]

Exercices de synthèse

  1. On dissout 5,00 g de \(\ce{Na2SO4}\) (\(M = 142\ \text{g/mol}\)) dans suffisamment d’eau pour obtenir 250 mL de solution. Calculez : (a) la concentration analytique ; (b) les concentrations réelles \([\ce{Na+}]\) et \([\ce{SO4^{2-}}]\) ; (c) vérifiez le bilan de charges.17
  1. L’eau du Léman contient environ 67 mg/L de \(\ce{Ca^{2+}}\) et 9 mg/L de \(\ce{Mg^{2+}}\). Exprimez ces concentrations en mol/L (\(M(\ce{Ca}) = 40{,}1\ \text{g/mol}\), \(M(\ce{Mg}) = 24{,}3\ \text{g/mol}\)) et calculez la concentration totale en ions divalents.[^31]
  1. On mélange 30,0 mL de \(\ce{AgNO3}\) 0,200 mol/L avec 20,0 mL de \(\ce{MgCl2}\) 0,150 mol/L. \(\ce{AgCl}\) est peu soluble. (a) Écrivez l’équation ionique nette. (b) Identifiez le réactif limitant. (c) Calculez la masse de précipité formée (\(M(\ce{AgCl}) = 143{,}3\ \text{g/mol}\)).[^32]
  1. On mélange 50,0 mL de \(\ce{Ca(NO3)2}\) 0,100 mol/L avec 50,0 mL de \(\ce{Na3PO4}\) 0,100 mol/L. Le phosphate de calcium \(\ce{Ca3(PO4)2}\) est peu soluble. (a) Écrivez l’équation ionique nette. (b) Identifiez le réactif limitant. (c) Calculez les concentrations de tous les ions restants en solution.[^33]
  1. Un purificateur d’eau par osmose inverse réduit la concentration en \(\ce{NaCl}\) de 450 mg/L à 15 mg/L. (a) Calculez les concentrations molaires initiale et finale. (b) Exprimez la concentration initiale en ppm masse (densité ≈ 1,00 g/mL). (c) Quel facteur de réduction l’appareil réalise-t-il ?[^34]
  1. On souhaite déterminer la concentration d’une solution inconnue de \(\ce{HCl}\) par précipitation. On prélève 25,0 mL de cette solution et on y ajoute un excès de \(\ce{AgNO3}\). On recueille et pèse le précipité de \(\ce{AgCl}\) formé : sa masse est de 0,861 g (\(M(\ce{AgCl}) = 143{,}3\ \text{g/mol}\)). Calculez la concentration molaire de la solution initiale de \(\ce{HCl}\).[^35]
  1. La solubilité de \(\ce{BaSO4}\) dans l’eau est de \(2{,}4 \cdot 10^{-4}\ \text{g}\) par 100 mL d’eau à 25 \(^\circ\)C (\(M(\ce{BaSO4}) = 233\ \text{g/mol}\)). Calculez la concentration molaire d’une solution saturée de \(\ce{BaSO4}\).[^36]
  1. L’acide phosphorique \(\ce{H3PO4}\) est un acide polyprotique. La première dissociation est totale ; les deux suivantes sont partielles. Écrivez les trois équations de dissociation avec les flèches appropriées, et indiquez pour chaque étape si l’espèce est un électrolyte fort ou faible.[^37]
  1. Un plongeur remonte trop rapidement d’une plongée profonde et souffre d’un accident de décompression. Expliquez ce phénomène en termes de solubilité, de pression et de diagramme de phase.[^38]
  1. On dispose d’une solution commerciale d’acide sulfurique \(\ce{H2SO4}\) à 96,0 % en masse et de masse volumique \(\rho = 1{,}84\ \text{g/mL}\). On en prélève 5,00 mL que l’on dilue jusqu’à 250 mL. On fait ensuite réagir 50,0 mL de cette solution diluée avec 40,0 mL d’une solution de \(\ce{BaCl2}\) à 0,150 mol/L selon \(\ce{Ba^{2+}(aq) + SO4^{2-}(aq) -> BaSO4(s)}\). Calculez la masse de précipité \(\ce{BaSO4}\) formée. (\(M(\ce{H2SO4}) = 98{,}08\ \text{g/mol}\), \(M(\ce{BaSO4}) = 233\ \text{g/mol}\))18

Projet-Balmer Dernière mise à jour : 2026-09-15

Ces défis s’adressent à ceux qui veulent aller réellement plus loin. Ils exigent de mobiliser les notions de Zone 2 dans des contextes nouveaux.

Défi A — Le diiode : sublimation ou illusion ? (approfondissement formel)

La Zone 2 a établi, pour le \(\ce{CO2}\), la règle suivante : si le point triple d’un corps pur se situe à une pression supérieure à \(1\ \text{atm}\), l’état liquide n’est jamais accessible à pression atmosphérique — seule la sublimation directe existe.

Le diiode \(\ce{I2}\) a un point triple à \(T = 114\ ^\circ\text{C}\) et \(P = 0{,}12\ \text{atm}\) — une pression inférieure à \(1\ \text{atm}\), contrairement au \(\ce{CO2}\).

  1. En généralisant la règle vue pour le \(\ce{CO2}\), prévoyez si le diiode possède un état liquide accessible à pression atmosphérique.

  2. Dans les faits, le diiode solide est réputé se « sublimer » facilement à température ambiante — on observe une vapeur violette caractéristique sans jamais voir de diiode liquide se former. Cette observation courante semble contredire la réponse obtenue en a). Comment conciliez-vous les deux ?

  3. Expliquez, au niveau particulaire, ce qui permet à un solide de sembler se volatiliser directement, même lorsque le diagramme de phase indique qu’un état liquide existe bel et bien à pression atmosphérique.19

Défi B — Le sérum physiologique (transfert interdisciplinaire)

Le sérum physiologique utilisé en perfusion médicale est une solution aqueuse de chlorure de sodium à 9 g/L, souvent étiquetée « \(\ce{NaCl}\) 0,9 % ».

  1. Calculez la concentration molaire analytique de cette solution (\(M(\ce{NaCl}) = 58{,}5\ \text{g/mol}\)).

  2. Le \(\ce{NaCl}\) étant un électrolyte fort, donnez les concentrations réelles de \(\ce{Na+}\) et de \(\ce{Cl-}\) dans le sérum.

  3. Le plasma sanguin humain contient environ \(0{,}140\ \text{mol/L}\) d’ions \(\ce{Na+}\). Comparez cette valeur à celle obtenue en b) et expliquez pourquoi ce sérum est qualifié de solution « isotonique » — sans entrer dans le mécanisme de l’osmose, qui sera formalisé ultérieurement.20

Défi C — Précipitation sélective (ouverture conceptuelle)

Une solution contient à la fois des ions \(\ce{Cl-}\) et des ions \(\ce{I-}\), chacun à une concentration de 0,100 mol/L. On ajoute progressivement une solution de \(\ce{AgNO3}\).

On donne : \(\ce{AgCl}\) est peu soluble ; \(\ce{AgI}\) est encore moins soluble que \(\ce{AgCl}\).

  1. Lequel des deux précipités se forme en premier ? Justifier qualitativement.

  2. Écrire les deux équations ioniques nettes de précipitation.

  3. Ce phénomène de précipitation sélective est utilisé en chimie analytique pour identifier et séparer des ions. En quoi la notion d’électrolyte fort est-elle indispensable pour raisonner sur ce type de système ?21

5.16 Mots-clés

Corps pur : substance constituée d’une seule espèce chimique ; tous les constituants sont identiques au niveau particulaire.

Phase : région de matière physiquement et chimiquement uniforme, délimitée par une surface de séparation.

Transformation physique : modification d’une substance qui n’affecte que les liaisons intermoléculaires — les espèces chimiques restent inchangées (ex. changements d’état, dissolution, précipitation).

Diagramme de phase : représentation graphique des domaines de stabilité des états physiques d’un corps pur en fonction de la température et de la pression.

Point triple : conditions uniques de température et de pression où les trois phases d’un corps pur coexistent à l’équilibre.

Solution : mélange homogène constitué d’au moins deux substances ; la substance dispersante est le solvant, la substance dispersée est le soluté.

Dissolution simple : dispersion à l’échelle moléculaire d’un soluté covalent polaire dans un solvant polaire, sans réaction chimique.

Dissolution avec dissociation : dissolution d’un composé ionique accompagnée d’une séparation des ions, qui sont ensuite hydratés et dispersés librement en solution.

Concentration molaire (molarité) : nombre de moles de soluté par litre de solution ; \(c = n/V\), exprimée en mol/L.

Pourcentage massique (%) : rapport entre la masse de soluté et la masse totale de la solution ; caractérise les solutions concentrées commerciales.

Masse volumique (\(\rho\)) : masse d’une solution par unité de volume (g/mL) ; permet de convertir un volume de solution en masse.

Dilution : ajout de solvant à une solution existante ; la quantité de matière est conservée selon \(c_1 V_1 = c_2 V_2\).

Électrolyte fort : électrolyte entièrement dissocié en solution (dissociation totale, flèche simple \(\rightarrow\)).

Électrolyte faible : électrolyte partiellement dissocié en solution (dissociation partielle, double flèche \(\rightleftharpoons\)).

Précipité : solide peu soluble formé lors du mélange de deux solutions ioniques dont certains ions s’associent.

Ions spectateurs : ions présents en solution qui ne participent pas à la réaction de précipitation ; ils n’apparaissent pas dans l’équation ionique nette.

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  1. L’énergie sert exclusivement à rompre les ponts hydrogène du réseau cristallin de la glace — elle ne fait pas augmenter l’agitation thermique des molécules. Tant que la transition de phase n’est pas achevée, la température reste constante. [^4]: L’eau (\(\ce{H2O}\)) forme jusqu’à 4 ponts hydrogène par molécule (2 donneurs, 2 accepteurs). L’éthanol n’en forme qu’un seul par groupe \(\ce{OH}\). La cohésion intermoléculaire de l’eau est donc plus forte, d’où une température d’ébullition plus élevée. [^5]: Faux. L’ébullition est une transformation physique : seules les liaisons intermoléculaires (ponts hydrogène) sont rompues. Les liaisons intramoléculaires \(\ce{O-H}\) restent intactes — les molécules \(\ce{H2O}\) sont identiques en phase gazeuse et en phase liquide.↩︎

  2. Le point triple du \(\ce{CO2}\) se situe à \(5{,}1\ \text{atm}\), bien au-dessus de la pression atmosphérique (\(1\ \text{atm}\)). À \(1\ \text{atm}\), on se trouve donc dans une région du diagramme où seules les phases solide et gaz peuvent exister — le liquide est inaccessible. Le \(\ce{CO2}\) passe directement du solide au gaz par sublimation. [^7]: Inférieure à \(100\ ^\circ\text{C}\) — environ \(85\ ^\circ\text{C}\). La courbe liquide–gaz du diagramme de phase a une pente positive : à pression plus faible, la température d’ébullition est plus basse. En altitude, la pression est réduite, donc l’eau bout plus tôt. [^8]: La glace a une structure lacunaire imposée par les ponts hydrogène : réseau hexagonal avec de grands espaces vides. Elle occupe donc plus de volume que l’eau liquide à la même masse — sa densité (917 g/L) est inférieure à celle de l’eau liquide (1000 g/L). Pour la plupart des corps purs, le solide est plus dense que le liquide car les molécules y sont plus proches. [^9]: L’eau la plus froide (0–4 \(^\circ\)C), plus légère que l’eau à 4 \(^\circ\)C, remonte en surface et gèle. L’eau à 4 \(^\circ\)C, plus dense, reste au fond. Les organismes aquatiques survivent dans cette eau de fond, protégés de la glace par ce gradient de densité.↩︎

    1. Brouillard : matrice gazeuse (air), phase dispersée liquide (gouttelettes d’eau). (b) Mousse à raser : matrice liquide (eau savonneuse), phase dispersée gazeuse (bulles d’air). (c) Fumée : matrice gazeuse (air), phase dispersée solide (particules de suie et de goudron). (d) Sang : matrice liquide (plasma), phase dispersée solide (cellules sanguines). [^53]: Parce que la matrice est la substance continue et majoritaire qui contient l’autre ; la phase dispersée est fragmentée en particules au sein de la matrice. Dans la fumée, le gaz (air) est continu et majoritaire (matrice), les particules solides de suie y sont dispersées. Dans le métal poreux, c’est l’inverse : le solide est continu et majoritaire (matrice), le gaz est emprisonné en bulles discontinues (phase dispersée). Échanger les rôles donnerait une description physiquement fausse du mélange. [^54]: (a) Homogène : les molécules d’éthanol se dispersent individuellement parmi les molécules d’eau, à l’échelle moléculaire — une seule phase. (b) Dispersion hétérogène : les grains de sable restent des particules solides distinctes, visibles à l’œil nu, dispersées dans la matrice liquide (eau). (c) Homogène : les molécules de sucre se dispersent à l’échelle moléculaire dans l’eau. (d) Dispersion hétérogène : les gouttelettes d’huile restent des particules liquides distinctes (phase dispersée) dans la matrice liquide, le vinaigre (matrice) — c’est une émulsion, que nous nommerons précisément dans la section suivante.
    ↩︎
    1. Corps pur (\(\ce{H2O}\) uniquement). (b) Mélange homogène (\(\ce{N2}\), \(\ce{O2}\), \(\ce{Ar}\)… dispersés à l’échelle moléculaire). (c) Mélange hétérogène (colloïde : gouttelettes de graisse dispersées dans l’eau). (d) Mélange homogène (\(\ce{CO2}\) dissous dans l’eau à l’échelle moléculaire). (e) Mélange hétérogène (minéraux distincts visibles à l’oeil nu). [^2]: Non. Une phase peut être un mélange homogène : l’eau salée est une solution (mélange) mais constitue une seule phase liquide uniforme. La notion de phase se réfère à l’uniformité physique et chimique, pas à la pureté. [^52]: (a) Deux phases distinctes : la glace (solide) et l’eau liquide, séparées par une surface de séparation visible. (b) Corps pur : dans les deux cas, il s’agit uniquement de \(\ce{H2O}\) — une seule espèce chimique, malgré la présence de deux phases.
    ↩︎

  5. Le laiton est un mélange homogène (alliage) : les atomes de zinc sont dispersés dans le réseau cristallin du cuivre à l’échelle atomique, aucune phase distincte n’est visible même au microscope. Un mélange de limaille de fer et de poudre de soufre, en revanche, est hétérogène : chaque grain reste une phase distincte, visible à l’œil nu ou à la loupe. [^55]: (a) Gaz + Gaz → mélange de gaz. (b) Solide + Solide → alliage (l’acier est un alliage fer-carbone). (c) Solide + Liquide → solution (le sucre dissous dans l’eau). (d) Liquide + Liquide → solution (éthanol et eau, miscibles). [^56]: Dès qu’un liquide est présent, le mélange homogène — quel que soit l’état du second composant, gaz, liquide ou solide — est nommé « solution » par convention. Le terme « alliage », lui, est réservé au cas particulier où les deux composants sont solides et se dispersent l’un dans l’autre à l’échelle atomique au sein d’un réseau cristallin commun — un mécanisme physique assez différent (substitution ou insertion dans un réseau métallique) pour mériter un nom à part.↩︎

    1. Crème fouettée : mousse (gaz dispersé dans matrice liquide/crème). (b) Eau boueuse : suspension (particules de terre solides dispersées dans matrice liquide). (c) Mélange \(\ce{NaCl}\)/\(\ce{CaCO3}\) : poudre (deux solides cristallins distincts, juxtaposés grain à grain, sans réseau commun — contrairement à un alliage). (d) Nuage : aérosol liquide, brouillard (gouttelettes d’eau dispersées dans matrice gazeuse). [^43]: Le pain est une mousse solide : du gaz (\(\ce{CO2}\) produit par la levure) est dispersé dans une matrice solide (la pâte cuite). La mayonnaise est une émulsion : un liquide (huile) est dispersé dans un autre liquide non miscible (le mélange vinaigre-jaune d’œuf), stabilisée par un agent émulsifiant (la lécithine du jaune d’œuf). [^57]: (a) Pierre ponce : mousse solide — gaz (bulles d’air emprisonnées lors du refroidissement rapide de la lave) dispersé dans une matrice solide. (b) Spray après pulvérisation : aérosol liquide — fines gouttelettes de produit liquide dispersées dans la matrice gazeuse (l’air). (c) Dentifrice en gel : gel — un liquide (eau, humectants) dispersé dans une matrice solide qui lui donne sa cohésion (agents épaississants).
    ↩︎
    1. Éthanol : polaire, forme des ponts hydrogène avec l’eau (polaire) → semblable → homogène, miscible. (b) Hexane : apolaire → dissemblable avec l’eau (polaire) → hétérogène, non miscible. (c) Brome : molécule apolaire (\(\ce{Br-Br}\), liaison covalente non polarisée) → dissemblable avec l’eau → hétérogène, peu soluble. (d) Acide acétique : polaire, forme des ponts hydrogène → semblable → homogène, miscible. (e) Huile d’olive : apolaire (longues chaînes carbonées) → dissemblable avec l’eau → hétérogène, non miscible (émulsion si agité). [^45]: Les molécules amphiphiles du savon s’organisent en micelles autour des gouttelettes d’huile : leur partie hydrophobe capture l’huile, leur partie hydrophile pointe vers l’eau. On obtient une émulsion stabilisée — les micelles, toutes chargées de la même façon en surface, se repoussent mutuellement et ne coalescent pas. Le mélange reste hétérogène (toujours deux substances distinctes à l’échelle moléculaire) mais ne se sépare plus par simple décantation. [^58]: (a) Hétérogène : l’eau est polaire, la térébenthine est apolaire — nature dissemblable, aucune cohabitation à l’échelle moléculaire n’est possible. (b) La térébenthine (moins dense, 0,86 < 1,00) surnage au-dessus de l’eau. Cette séparation par différence de densité entre deux liquides non miscibles s’appelle la décantation (voir plus loin, section sur les méthodes de séparation des mélanges hétérogènes).
    ↩︎
    1. Solution (mélange homogène à l’échelle moléculaire, deux liquides miscibles). (b) Non-solution : mélange hétérogène, deux phases distinctes visibles. (c) Solution (le sucre est dispersé à l’échelle moléculaire). (d) Solution solide : les atomes de Zn sont dispersés dans le réseau de Cu à l’échelle atomique. [^11]: Le solvant est \(\ce{N2}\) (substance présente en plus grande proportion, 78 %) ; le soluté principal est \(\ce{O2}\) (21 %). Le solvant est toujours la substance majoritaire. [^12]: Le vernis est apolaire (ou peu polaire) : les résines du vernis sont apolaires — elles se dissolvent mieux dans des solvants organiques peu polaires comme l’acétate d’éthyle (constituant principal des dissolvants).
    ↩︎
    1. \(\ce{KBr}\) : dissolution avec dissociation — \(\ce{KBr(s) -> K+(aq) + Br-(aq)}\), composé ionique. (b) Glucose : dissolution simple — \(\ce{C6H12O6(s) -> C6H12O6(aq)}\), molécules covalentes polaires hydratées sans dissociation. (c) \(\ce{HCl}\) : dissolution avec dissociation totale — \(\ce{HCl(g) -> H+(aq) + Cl-(aq)}\). [^18]: Dans l’eau : interactions ion–dipôle (40–600 kJ/mol) suffisamment fortes pour arracher les ions au cristal et les solvatater. Dans l’hexane (apolaire) : seules des interactions ion–dipôle induit (faibles) sont possibles — insuffisantes pour vaincre la cohésion du cristal ionique. [^59]: Dissolution simple : l’urée est un composé moléculaire (liaisons covalentes intramoléculaires), pas un composé ionique — il n’y a donc pas d’ions à libérer, seulement des molécules entières qui s’hydratent. \(\ce{CO(NH2)2(s) -> CO(NH2)2(aq)}\). [^60]: \(\ce{CaSO4(s) -> Ca^{2+}(aq) + SO4^{2-}(aq)}\). Rapport molaire 1:1 entre \(\ce{Ca^{2+}}\) et \(\ce{SO4^{2-}}\), imposé par la stœchiométrie du composé ionique de départ (une charge 2+ neutralisée par une charge 2-).
    ↩︎

  10. \(n(\ce{NaCl}) = 5{,}85/58{,}5 = 0{,}100\ \text{mol}\) ; \(c = 0{,}100/0{,}500 = 0{,}200\ \text{mol/L}\). [^20]: \(c_2 = c_1 V_1 / V_2 = (2{,}00 \times 25{,}0)/500 = 0{,}100\ \text{mol/L}\). [^21]: \(c = C_m / M = 90/180 = 0{,}500\ \text{mol/L}\). [^22]: (a) \(m(\ce{NaOH}) = 0{,}150 \times 1500 = 225\ \text{g}\). (b) \(n(\ce{NaOH}) = 225/40{,}00 = 5{,}63\ \text{mol}\). [^23]: (a) \(m(\ce{HNO3})_{\text{par L}} = 0{,}190 \times 1110 = 210{,}9\ \text{g}\) ; \(n = 210{,}9/63{,}01 = 3{,}35\ \text{mol}\), donc \(c = 3{,}35\ \text{mol/L}\). (b) \(m(\ce{HNO3})_{\text{par L}} = 3{,}35 \times 63{,}01 = 211{,}1\ \text{g}\) ; \(\% = 211{,}1/1110 = 19{,}0\,\%\) — on retrouve le résultat de (a) : les deux calculs sont réciproques. [^24]: \(m_{\text{solution diluée}} = 100 \times 1{,}14 = 114\ \text{g}\) ; \(m(\ce{H2SO4}) = 0{,}200 \times 114 = 22{,}8\ \text{g}\) ; \(m_{\text{solution concentrée}} = 22{,}8/0{,}980 = 23{,}3\ \text{g}\) ; \(V_1 = 23{,}3/1{,}84 = 12{,}6\ \text{mL}\). [^25]: (a) \(m(\ce{HCl}) = 0{,}37 \times 1190 = 440{,}3\ \text{g/L}\) ; \(c = 440{,}3/36{,}5 = 12{,}1\ \text{mol/L}\). (b) \(V_1 = (0{,}100 \times 500)/12{,}1 = 4{,}13\ \text{mL}\).↩︎

  11. \(\ce{NaCl}\) : électrolyte fort (sel, dissociation totale). \(\ce{CH3COOH}\) : électrolyte faible (acide faible, dissociation partielle). Saccharose : non-électrolyte (composé covalent, pas d’ions libérés). \(\ce{HNO3}\) : électrolyte fort (acide fort, dissociation totale). \(\ce{NH3}\) : électrolyte faible (base faible, réaction partielle avec l’eau). [^27]: \(\ce{Pb^{2+}(aq) + 2I-(aq) -> PbI2(s)}\). [^28]: Équation moléculaire : \(\ce{Ca(OH)2(aq) + Na2SO4(aq) -> CaSO4(s) + 2NaOH(aq)}\). Ions spectateurs : \(\ce{Na+}\) et \(\ce{OH-}\). Équation ionique nette : \(\ce{Ca^{2+}(aq) + SO4^{2-}(aq) -> CaSO4(s)}\). [^29]: \(\ce{FeCl3(s) -> Fe^{3+}(aq) + 3Cl-(aq)}\) ; \([\ce{Fe^{3+}}] = 0{,}100\ \text{mol/L}\) ; \([\ce{Cl-}] = 3 \times 0{,}100 = 0{,}300\ \text{mol/L}\). Bilan de charges : \(3 \times 0{,}100 = 0{,}300\ \text{mol/L}\) (positif) = \(1 \times 0{,}300 = 0{,}300\ \text{mol/L}\) (négatif) ✓. [^61]: \(\ce{KOH}\) : électrolyte fort (base forte), dissociation totale : \(\ce{KOH(s) -> K+(aq) + OH-(aq)}\). \(\ce{HF}\) : électrolyte faible (acide faible), dissociation partielle : \(\ce{HF(aq) <=> H+(aq) + F-(aq)}\). Éthanol \(\ce{C2H5OH}\) : non-électrolyte (composé moléculaire covalent, aucun ion libéré) : \(\ce{C2H5OH(l) -> C2H5OH(aq)}\) (dissolution simple, sans dissociation). [^62]: Non. \(\ce{HCl}\) est un électrolyte fort, entièrement dissocié : \([\ce{H+}] \approx 0{,}10\ \text{mol/L}\). \(\ce{CH3COOH}\) est un électrolyte faible, partiellement dissocié : seule une fraction des molécules libère un ion \(\ce{H+}\), donc \([\ce{H+}] \ll 0{,}10\ \text{mol/L}\) — bien que la concentration analytique de départ soit identique dans les deux flacons.↩︎

    1. Suspension (farine : particules > 1 µm, sédimente). (b) Mélange homogène (sel dissous à l’échelle moléculaire). (c) Colloïde (gouttelettes de graisse 1 nm–1 µm, stable). (d) Mélange hétérogène simple (deux phases visibles, séparation rapide par décantation). [^14]: Le brouillard est un colloïde : des gouttelettes d’eau liquide de taille 1 nm–1 µm diffusent la lumière (effet Tyndall) et sont visibles. L’air humide est un mélange homogène : les molécules de vapeur d’eau sont dispersées à l’échelle moléculaire et ne diffusent pas la lumière. [^15]: Les molécules de savon (amphiphiles) s’organisent en micelles : leur partie hydrophobe emprisonne les gouttelettes d’huile au centre, tandis que leur partie hydrophile pointe vers l’eau. On obtient un colloïde (émulsion) stable : les micelles chargées se repoussent mutuellement et ne coalescent pas. [^16]: (a) Eau salée : distillation (évaporation de l’eau puis condensation). (b) Sable et eau : filtration (le sable est retenu par le filtre). (c) Huile et eau : décantation puis séparation à l’ampoule à décanter (deux phases non miscibles de densités différentes).
    ↩︎
    1. Analyse immédiate (séparation du mélange hétérogène en ses deux corps purs, sable et eau). (b) Analyse qualitative (identification d’un élément par test de flamme, sans mesure de quantité). (c) Analyse quantitative (mesure de la concentration). [^63]: (a) Non instrumentale (observation directe d’un changement visible). (b) Instrumentale (nécessite un appareil de spectroscopie). (c) Non instrumentale. (d) Instrumentale : même si la technique reste simple, elle repose sur un instrument physique de mesure, contrairement à une simple observation à l’œil nu. [^64]: (a) L’analyte est le métal lourd recherché — la substance que l’on cherche à identifier et quantifier dans l’échantillon. (b) 1) Analyse immédiate : séparer les différents corps purs présents dans la terre (par exemple par tamisage, dissolution sélective, filtration). 2) Analyse qualitative : identifier si le métal lourd suspecté est bien présent (test chimique ou méthode instrumentale). 3) Analyse quantitative : mesurer sa concentration dans l’échantillon, pour évaluer le niveau de pollution.
    ↩︎
    1. Non : les écarts (33 °C, 29 °C, 28 °C, 25 °C) sont inférieurs à 50 °C — une distillation fractionnée serait nécessaire pour bien séparer les alcanes voisins. (b) L’alcane le plus volatil, de PE = 36 °C, sort en premier : il est le premier à atteindre sa température d’ébullition et à se vaporiser. [^48]: L’huile essentielle de peau d’orange contient les trois substances (limonène, linalol, citral) : chacune migre à sa hauteur caractéristique, confirmée par comparaison avec les dépôts de référence purs. [^65]: (a) Extraction liquide-liquide : la caféine, initialement dissoute dans l’eau, est transférée vers le dichlorométhane (le solvant d’extraction), dans lequel elle est plus soluble. (b) L’ampoule à décanter : après agitation puis décantation, les deux phases non miscibles (eau et dichlorométhane) se séparent selon leur densité et peuvent être recueillies l’une après l’autre.
    ↩︎
    1. Triage magnétique : sépare B (ferromagnétique) des trois autres. 2) Sublimation (chauffage à 100 °C sous conditions adaptées) : sépare A du mélange restant (C et D). 3) Dissolution dans l’eau puis filtration : C se dissout (soluble), D reste solide (insoluble) et est retenu par filtration. 4) Évaporation du filtrat : récupère C sous forme solide. [^50]: 1) Décantation : sépare l’huile (moins dense, surnage) de l’eau chargée. 2) Filtration : retient le sable et la terre en suspension, laisse passer l’eau. Le filtrat obtenu est une eau claire, débarrassée du polluant et des particules solides. [^66]: (a) Les cellules sanguines sont très petites et leur différence de densité avec le plasma est faible : la sédimentation spontanée sous la seule gravité prendrait un temps beaucoup trop long pour un usage clinique rapide. (b) La centrifugation : la rotation rapide du tube multiplie artificiellement la force effective qui s’exerce sur les particules, accélérant considérablement leur séparation selon la densité — les cellules, plus denses, se déposent au fond, le plasma surnage.
    ↩︎

  16. L’échantillon n’est pas pur : la présence d’impuretés abaisse (et élargit) généralement le point de fusion par rapport à la substance pure. L’écart de 1,8 °C indique une pureté insuffisante pour un usage nécessitant un produit « pour analyse » ou « spécial ». [^67]: La qualité « pour analyse » (99,5 %) est le choix le plus raisonnable : elle offre une pureté suffisante pour une analyse quantitative de précision courante, sans le surcoût inutile de la qualité « spécial », réservée à des usages exigeant une pureté extrême (semi-conducteurs, étalons de référence). Le principe général : choisir la pureté nécessaire à l’usage, pas systématiquement la plus élevée possible. [^68]: L’échantillon d’éthanol pur bout à une température fixe et bien définie (78,4 °C). L’échantillon mélangé à l’eau, en revanche, n’a pas de point d’ébullition fixe : sa température d’ébullition dérive progressivement pendant la distillation, évoluant entre celle de l’éthanol pur et celle de l’eau à mesure que la composition du liquide restant change. Observer si la température d’ébullition reste constante ou dérive au cours du chauffage permet donc de distinguer le corps pur du mélange, sans autre mesure.↩︎

    1. \(n(\ce{Na2SO4}) = 5{,}00/142 = 3{,}52 \cdot 10^{-2}\ \text{mol}\) ; \(c = 3{,}52 \cdot 10^{-2}/0{,}250 = 0{,}141\ \text{mol/L}\). (b) \([\ce{Na+}] = 2 \times 0{,}141 = 0{,}282\ \text{mol/L}\) ; \([\ce{SO4^{2-}}] = 0{,}141\ \text{mol/L}\). (c) Charges + : \(0{,}282\ \text{mol/L}\) ; charges - : \(2 \times 0{,}141 = 0{,}282\ \text{mol/L}\) ✓. [^31]: \([\ce{Ca^{2+}}] = 67 \cdot 10^{-3}/40{,}1 = 1{,}67 \cdot 10^{-3}\ \text{mol/L}\) ; \([\ce{Mg^{2+}}] = 9 \cdot 10^{-3}/24{,}3 = 3{,}7 \cdot 10^{-4}\ \text{mol/L}\) ; total \(= 2{,}04 \cdot 10^{-3}\ \text{mol/L}\). [^32]: (a) \(\ce{Ag+(aq) + Cl-(aq) -> AgCl(s)}\). (b) \(n(\ce{Ag+}) = 6{,}00 \cdot 10^{-3}\ \text{mol}\) ; \(n(\ce{Cl-}) = 6{,}00 \cdot 10^{-3}\ \text{mol}\) — proportions stœchiométriques exactes. (c) \(m = 6{,}00 \cdot 10^{-3} \times 143{,}3 = 0{,}860\ \text{g}\). [^33]: (a) \(\ce{3Ca^{2+}(aq) + 2PO4^{3-}(aq) -> Ca3(PO4)2(s)}\). (b) \(\ce{Ca^{2+}}\) est limitant. (c) \([\ce{Ca^{2+}}] = 0\) ; \([\ce{PO4^{3-}}]_{\text{excès}} = 1{,}67 \cdot 10^{-2}\ \text{mol/L}\) ; \([\ce{Na+}] = 0{,}150\ \text{mol/L}\) ; \([\ce{NO3-}] = 0{,}100\ \text{mol/L}\). [^34]: (a) \(c_i = 7{,}69 \cdot 10^{-3}\ \text{mol/L}\) ; \(c_f = 2{,}56 \cdot 10^{-4}\ \text{mol/L}\). (b) 450 ppm. (c) Facteur = 30. [^35]: \(n(\ce{AgCl}) = 0{,}861/143{,}3 = 6{,}01 \cdot 10^{-3}\ \text{mol}\) ; \(n(\ce{HCl}) = 6{,}01 \cdot 10^{-3}\ \text{mol}\) ; \(c(\ce{HCl}) = 6{,}01 \cdot 10^{-3}/0{,}0250 = 0{,}240\ \text{mol/L}\). [^36]: \(c = (2{,}4 \cdot 10^{-4}\ \text{g}/0{,}100\ \text{L})/233\ \text{g/mol} = 1{,}03 \cdot 10^{-5}\ \text{mol/L}\). [^37]: Première : \(\ce{H3PO4(aq) + H2O(l) -> H2PO4-(aq) + H3O+(aq)}\) (flèche simple — électrolyte fort pour ce proton). Deuxième : \(\ce{H2PO4-(aq) + H2O(l) <=> HPO4^{2-}(aq) + H3O+(aq)}\) (double flèche — électrolyte faible). Troisième : \(\ce{HPO4^{2-}(aq) + H2O(l) <=> PO4^{3-}(aq) + H3O+(aq)}\) (double flèche — électrolyte très faible). [^38]: En profondeur, la pression élevée augmente la solubilité du \(\ce{N2}\) dans le sang (loi de Henry). En remontant trop vite, la pression chute brutalement : sur le diagramme de phase, ce déplacement vers de basses pressions favorise la phase gazeuse. Le \(\ce{N2}\) dissous se retrouve en sursaturation et se dégage sous forme de bulles dans le sang.
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  18. Concentration de l’acide concentré : \(c_1 = (0{,}960 \times 1840)/98{,}08 = 18{,}0\ \text{mol/L}\). Après dilution : \(c_2 = c_1 V_1/V_2 = (18{,}0 \times 5{,}00)/250 = 0{,}360\ \text{mol/L}\). Dans 50,0 mL de solution diluée : \(n(\ce{SO4^{2-}}) = 0{,}360 \times 0{,}0500 = 0{,}0180\ \text{mol}\). Dans le \(\ce{BaCl2}\) : \(n(\ce{Ba^{2+}}) = 0{,}150 \times 0{,}0400 = 0{,}00600\ \text{mol}\) — \(\ce{Ba^{2+}}\) est limitant. \(m(\ce{BaSO4}) = 0{,}00600 \times 233 = 1{,}40\ \text{g}\).↩︎

    1. Le point triple du diiode est à \(0{,}12\ \text{atm}\), en dessous de \(1\ \text{atm}\) : à pression atmosphérique, on se situe donc au-dessus du point triple, dans une région du diagramme où l’état liquide est thermodynamiquement accessible entre la fusion (\(114\ ^\circ\text{C}\)) et l’ébullition. b) Il n’y a pas de contradiction réelle : ce que l’on observe à température ambiante n’est pas une sublimation thermodynamique imposée par le diagramme de phase (comme pour le \(\ce{CO2}\)), mais une évaporation de surface — exactement comme l’eau liquide s’évapore bien en dessous de \(100\ ^\circ\text{C}\). Le diiode solide possède une pression de vapeur suffisante à température ambiante pour qu’un flux constant de molécules quitte directement la surface du solide, sans jamais passer par une phase liquide visible en quantité notable. c) Au niveau particulaire, les molécules situées à la surface d’un solide sont moins retenues que celles du volume : si l’agitation thermique leur donne assez d’énergie, elles peuvent s’échapper directement en phase gazeuse, un peu comme les molécules les plus agitées d’un liquide s’évaporent en surface. Pour le diiode, les forces intermoléculaires (forces de London uniquement, car \(\ce{I2}\) est apolaire) sont assez faibles pour que ce phénomène soit visible à température ambiante — même si, formellement, l’état liquide reste accessible si l’on chauffe jusqu’à \(114\ ^\circ\text{C}\) sous \(1\ \text{atm}\).
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    1. \(c = 9\ \text{g/L} / 58{,}5\ \text{g/mol} = 0{,}154\ \text{mol/L}\). b) \(\ce{NaCl}\) étant entièrement dissocié : \([\ce{Na+}] = 0{,}154\ \text{mol/L}\) ; \([\ce{Cl-}] = 0{,}154\ \text{mol/L}\). c) La concentration en \(\ce{Na+}\) du sérum (\(0{,}154\ \text{mol/L}\)) est très proche de celle du plasma sanguin (\(0{,}140\ \text{mol/L}\)). Cette proximité est précisément ce qui rend le sérum « isotonique » : sa concentration en particules dissoutes est comparable à celle du sang, ce qui évite les échanges d’eau massifs entre le sérum injecté et les cellules — un sérum trop concentré ou trop dilué provoquerait un déséquilibre.
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    1. \(\ce{AgI}\) précipite en premier : comme il est moins soluble que \(\ce{AgCl}\), une concentration plus faible en \(\ce{Ag+}\) suffit à provoquer sa précipitation — à concentration initiale égale en \(\ce{I-}\) et \(\ce{Cl-}\), c’est donc \(\ce{AgI}\) qui se forme dès les premières gouttes de \(\ce{AgNO3}\) ajoutées. La quantification précise de ce seuil fera l’objet du chapitre Équilibre chimique 2 (produit de solubilité). b) \(\ce{Ag+(aq) + I-(aq) -> AgI(s)}\) et \(\ce{Ag+(aq) + Cl-(aq) -> AgCl(s)}\). c) Raisonner sur les concentrations en ions libres suppose que les sels sont entièrement dissociés — ce qui est vrai uniquement pour les électrolytes forts. Pour un électrolyte faible, la concentration réelle en ions serait inférieure à la concentration analytique, et le raisonnement sur la précipitation serait faussé.
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