Dissolution de l'Hydrogénocarbonate de Sodium
Contexte : L'hydrogénocarbonate de sodiumAussi connu sous le nom de bicarbonate de soude, de formule NaHCO₃. C'est un solide ionique blanc utilisé en cuisine, pour l'entretien ménager ou en médecine..
L'hydrogénocarbonate de sodium est un composé chimique courant que l'on trouve dans de nombreux foyers. En laboratoire, il est souvent utilisé pour préparer des solutions tampons ou comme réactif. Cet exercice vous guidera à travers les étapes de calcul nécessaires pour préparer une solution aqueuse d'hydrogénocarbonate de sodium avec une concentration molaire précise.
Remarque Pédagogique : Cet exercice vous permettra de maîtriser les calculs de base en chimie des solutions, comme la conversion entre masse, quantité de matière et concentration, et de comprendre comment un solide ionique se dissocie dans l'eau.
Objectifs Pédagogiques
- Écrire l'équation de dissolution d'un composé ionique.
- Calculer une masse molaire moléculaire à partir des masses molaires atomiques.
- Calculer la quantité de matière (moles) de soluté nécessaire pour préparer une solution.
- Déterminer la masse de soluté à peser pour obtenir une concentration donnée.
- Calculer les concentrations molaires effectives des ions présents en solution.
Données de l'étude
Schéma de la préparation
Visualisation 3D de la molécule NaHCO₃
| Élément | Symbole | Masse molaire atomique (g/mol) |
|---|---|---|
| Sodium | Na | 23,0 |
| Hydrogène | H | 1,0 |
| Carbone | C | 12,0 |
| Oxygène | O | 16,0 |
Questions à traiter
- Écrire l'équation de la réaction de dissolution de l'hydrogénocarbonate de sodium solide (NaHCO₃) dans l'eau.
- Calculer la masse molaire moléculaire de l'hydrogénocarbonate de sodium.
- Calculer la quantité de matière (en moles) de NaHCO₃ nécessaire pour préparer la solution.
- En déduire la masse de NaHCO₃ solide qu'il faut peser.
- Déterminer les concentrations molaires effectives des ions sodium (Na⁺) et des ions hydrogénocarbonate (HCO₃⁻) dans la solution finale.
Les bases sur les Solutions Aqueuses
Une solution est un mélange homogène obtenu par dissolution d'une ou plusieurs espèces chimiques (le ou les solutés) dans une autre espèce chimique (le solvant). Lorsque le solvant est l'eau, on parle de solution aqueuse.
1. La Mole et la Quantité de Matière (n)
La mole est l'unité de quantité de matière. Une mole contient environ 6,022 x 10²³ entités (atomes, ions, molécules). On la relie à la masse (m) et à la masse molaire (M) par la relation :
\[ n = \frac{m}{M} \]
2. La Concentration Molaire (C)
La concentration molaire d'une espèce en solution est la quantité de matière de cette espèce par litre de solution. Elle s'exprime en mol/L.
\[ C = \frac{n}{V} \]
Correction : Dissolution de l'Hydrogénocarbonate de Sodium
Question 1 : Écrire l'équation de la réaction de dissolution
Principe
Le principe physique est la dissociation. Un solide ionique comme le NaHCO₃ est un assemblage ordonné d'ions positifs (Na⁺) et négatifs (HCO₃⁻). Quand on le plonge dans l'eau, les molécules d'eau, qui sont polaires (avec un côté un peu positif et un côté un peu négatif), viennent "arracher" les ions de cet assemblage. C'est un peu comme une foule de petites personnes qui viendrait démanteler un mur brique par brique.
Mini-Cours
Ce phénomène s'appelle la dissociation électrolytique. Le solide se décompose en ions qui peuvent alors se déplacer librement dans la solution. C'est cette mobilité des ions qui permet à la solution de conduire l'électricité (d'où le terme "électrolytique"). Le processus par lequel les molécules d'eau entourent les ions s'appelle la solvatation (ou hydratation quand le solvant est l'eau).
Remarque Pédagogique
Pour un débutant, la première étape est toujours d'identifier les "briques" (les ions) qui constituent le "mur" (le solide). Pour NaHCO₃ : le sodium (Na) est un métal alcalin, il perd facilement un électron pour devenir l'ion Na⁺. Le reste, HCO₃, doit donc récupérer cet électron pour que le solide soit neutre, ce qui forme l'ion hydrogénocarbonate, HCO₃⁻.
Normes
La chimie a son propre langage. Selon les normes de l'IUPAC (l'académie française de la chimie, en quelque sorte), on doit toujours préciser l'état de la matière : (s) pour un solide, (l) pour un liquide, (g) pour un gaz, et (aq) pour une espèce "aqueuse", c'est-à-dire dissoute dans l'eau.
Formule(s)
L'équation de dissolution suit un modèle simple. Pour un sel générique CₐAₙ (composé d'un cation C et d'un anion A) :
Hypothèses
Pour cet exercice, on fait une hypothèse simplificatrice importante : la dissolution est totale. Cela veut dire que chaque unité de NaHCO₃ que l'on met dans l'eau se sépare parfaitement en ions. En réalité, il y a une limite à la quantité que l'on peut dissoudre (la solubilité), mais ici on reste en dessous de cette limite.
Donnée(s)
La seule information de l'énoncé utile ici est la formule brute du composé à dissoudre : NaHCO₃.
Astuces
Un truc simple pour trouver les ions : repérez le métal dans la formule (ici, Na). Il formera l'ion positif. Tout le reste formera l'ion négatif. La charge est souvent facile à deviner avec le tableau périodique (Na est dans la 1ère colonne, donc il donne une charge +1).
Schéma (Avant les calculs)
État initial : Le solide et le solvant sont séparés
Calcul(s)
Il n'y a pas de calcul numérique ici, mais une "construction" logique. On applique le modèle de la formule à notre composé. On identifie les ions Na⁺ et HCO₃⁻. On place le solide à gauche (les réactifs) et les ions dissous à droite (les produits).
Schéma (Après les calculs)
État final : Les ions sont dispersés et hydratés
Réflexions
L'équation nous apprend quelque chose de crucial : les proportions. Pour chaque "paquet" de NaHCO₃ qui se dissout, on obtient exactement un "paquet" d'ions Na⁺ et un "paquet" d'ions HCO₃⁻. Ce rapport de 1 pour 1 sera la clé pour calculer les concentrations des ions plus tard.
Points de vigilance
L'erreur la plus fréquente pour un débutant est de mal identifier les ions (par exemple, écrire Na⁺, H⁺, C⁴⁻, O²⁻, ce qui est faux car HCO₃⁻ est un ion polyatomique qui reste groupé). Une autre erreur est d'oublier les charges (+) et (-) ou les états (s) et (aq).
Points à retenir
Pour écrire une équation de dissolution : 1. Identifiez les ions (cation et anion) qui composent le solide. 2. Écrivez le solide à gauche avec l'état (s). 3. Écrivez les ions séparés par un "+" à droite, avec leur charge et l'état (aq). 4. Équilibrez si nécessaire (par exemple pour CaCl₂, il faut 2 Cl⁻).
Le saviez-vous ?
L'ion hydrogénocarbonate HCO₃⁻ est amphotère (ou amphiprotique), ce qui signifie qu'il peut se comporter à la fois comme un acide (en libérant un proton pour donner CO₃²⁻) et comme une base (en captant un proton pour donner H₂CO₃). C'est ce qui rend les solutions de bicarbonate de soude si utiles comme "tampon" pour stabiliser le pH.
FAQ
Résultat Final
A vous de jouer
Sur le même principe, écrivez l'équation de dissolution du chlorure de calcium, CaCl₂(s).
Question 2 : Calcul de la masse molaire moléculaire
Principe
Le concept est simple : la masse molaire d'une molécule est la somme des masses de ses composants. C'est comme calculer le poids total d'un sac de Lego en additionnant le poids de chaque brique à l'intérieur.
Mini-Cours
La masse molaire (notée M, en g/mol) est une notion centrale en chimie. Elle fait le pont entre notre monde (la masse en grammes que l'on peut peser) et le monde des atomes (la quantité de matière en moles). Chaque élément du tableau périodique a sa propre masse molaire atomique. Pour un composé, on additionne simplement ces masses pour obtenir la masse molaire moléculaire.
Remarque Pédagogique
Le travail préparatoire est crucial. Avant de toucher à la calculatrice, décomposez la formule NaHCO₃ et comptez les atomes : 1 atome de Sodium (Na), 1 atome d'Hydrogène (H), 1 atome de Carbone (C), et 3 atomes d'Oxygène (O). C'est cette liste qui va guider votre calcul.
Normes
Les valeurs des masses molaires atomiques sont des constantes physiques standardisées au niveau international par l'IUPAC. Celles que l'on donne dans les exercices sont des valeurs arrondies, mais suffisamment précises pour nos calculs.
Formule(s)
La formule générale est une simple somme pondérée :
Hypothèses
Aucune hypothèse n'est nécessaire. Ce calcul est une application directe d'une définition.
Donnée(s)
On extrait les "poids" de chaque "brique" du tableau de l'énoncé :
- M(Na) = 23,0 g/mol
- M(H) = 1,0 g/mol
- M(C) = 12,0 g/mol
- M(O) = 16,0 g/mol
Astuces
Pour ne pas vous tromper, écrivez la somme avec les lettres avant de mettre les chiffres. Cela force à vérifier qu'on n'a oublié personne. M(NaHCO₃) = M(Na) + M(H) + M(C) + 3*M(O). C'est une bonne habitude à prendre.
Schéma (Avant les calculs)
Les "briques" de la molécule et leur masse
Calcul(s)
On remplace les lettres par les valeurs et on effectue l'addition, étape par étape :
Schéma (Après les calculs)
La masse totale de la molécule
Réflexions
Le résultat 84,0 g/mol est une information capitale. C'est notre "facteur de conversion" personnel pour le NaHCO₃. Il nous dit que si on veut 1 mole de ce produit, il faut en peser 84,0 g. Si on en veut 2 moles, il faut peser 168,0 g, etc. C'est le pont entre la quantité et la masse.
Points de vigilance
L'erreur la plus commune est d'oublier de multiplier la masse molaire de l'oxygène par 3. On a 3 atomes d'oxygène, il faut donc compter 3 fois sa masse. Une relecture attentive de la formule brute (NaHCO₃) évite ce piège.
Points à retenir
La masse molaire moléculaire est la somme des masses molaires atomiques de tous les atomes qui la composent. C'est une valeur clé, propre à chaque molécule, qui permet de convertir une masse en quantité de matière et inversement.
Le saviez-vous ?
Le concept de mole a été introduit par le chimiste Wilhelm Ostwald en 1894. Il vient du mot allemand "Molekül" (molécule). C'est l'une des sept unités de base du Système International, aussi fondamentale que le mètre ou la seconde.
FAQ
Résultat Final
A vous de jouer
Calculez la masse molaire de l'acide sulfurique, H₂SO₄, avec M(S) = 32,1 g/mol.
Question 3 : Calcul de la quantité de matière (moles)
Principe
Ici, on cherche "combien de paquets" (de moles) de notre soluté il faut mettre dans notre "carton" (le volume de solution) pour obtenir le "degré de remplissage" (la concentration) souhaité. On relie les caractéristiques de la solution finale (Volume, Concentration) à la quantité de matière nécessaire.
Mini-Cours
La concentration molaire (C) est une grandeur qui exprime la quantité de soluté (n) dissoute dans un certain volume de solution (V). Imaginez un sirop : une solution très concentrée contient beaucoup de sucre (n élevé) dans un petit volume d'eau (V petit). Une solution diluée, c'est l'inverse. La relation C = n / V est la définition même de cette notion.
Remarque Pédagogique
La formule C = n/V peut se manipuler. Si on cherche la quantité de matière n, il suffit de l'isoler. En multipliant les deux côtés par V, on obtient n = C × V. C'est cette version de la formule que nous allons utiliser. C'est une manipulation algébrique de base qu'il faut maîtriser.
Normes
Pour que les calculs soient justes, les unités doivent être cohérentes. L'unité standard de la concentration est la mole par litre (mol/L). Par conséquent, le volume utilisé dans la formule doit impérativement être en litres (L).
Formule(s)
Hypothèses
On fait l'hypothèse que le volume de la solution finale est exactement de 250 mL. En pratique, c'est le rôle de la fiole jaugée de garantir cette précision. On suppose aussi que la concentration C est la concentration finale souhaitée.
Donnée(s)
- Concentration cible, C = 0,100 mol/L
- Volume final, V = 250 mL
Astuces
Le piège N°1 est l'unité du volume. Prenez l'habitude de toujours convertir les volumes en Litres avant de les injecter dans une formule de concentration. Pour passer des millilitres (mL) aux litres (L), il faut diviser par 1000.
Schéma (Avant les calculs)
L'objectif : une solution définie
Calcul(s)
Première étape, la plus importante : la conversion des unités.
Deuxième étape : l'application numérique.
Schéma (Après les calculs)
La quantité de matière nécessaire
Réflexions
Le résultat 0,0250 mol peut sembler abstrait, mais il est crucial. C'est la quantité "chimique" exacte de produit qu'il nous faut. La prochaine étape sera de traduire cette quantité abstraite en une masse concrète que l'on pourra peser.
Points de vigilance
L'erreur la plus grave est d'oublier la conversion du volume. Si vous calculez 0,100 × 250, vous obtenez 25 moles, une quantité énorme qui correspondrait à plus de 2 kg de produit ! Une simple vérification de bon sens vous montre que c'est impossible. Toujours convertir en litres !
Points à retenir
La relation n = C × V est une des trois formules piliers de la chimie des solutions (avec n = m/M et C = n/V). Il faut la connaître et savoir l'utiliser, en faisant particulièrement attention à la cohérence des unités (mol, L, mol/L).
Le saviez-vous ?
En laboratoire, pour préparer une solution de manière précise, on utilise une fiole jaugée. C'est un instrument en verre avec un long col et un seul trait gravé dessus (le trait de jauge). Elle est calibrée pour contenir un volume très précis (par ex. 250,0 mL) à une température donnée (généralement 20°C).
FAQ
Résultat Final
A vous de jouer
Quelle quantité de matière de glucose (en mol) faut-il pour préparer 100 mL d'une solution à 0,500 mol/L ?
Question 4 : Calcul de la masse à peser
Principe
C'est l'étape de "traduction". On va convertir la quantité de matière (en moles), qui est un concept utile pour les calculs chimiques, en une masse (en grammes), qui est une grandeur que l'on peut mesurer concrètement avec une balance.
Mini-Cours
La masse molaire (M), que nous avons calculée à la question 2, est précisément notre "traducteur". Sa valeur en g/mol nous dit "combien pèse une mole de ce produit". Si une mole pèse M grammes, alors n moles pèseront n × M grammes. La formule m = n × M est donc une conséquence logique de la définition de la masse molaire.
Remarque Pédagogique
Cette étape est le point culminant de la préparation théorique. Le chiffre que vous allez trouver est celui que vous chercheriez à atteindre sur l'écran de la balance si vous faisiez l'expérience en laboratoire. C'est le passage de la théorie à la pratique.
Normes
La précision de votre résultat doit être en accord avec la précision de vos données. Ici, n (0,0250 mol) et M (84,0 g/mol) ont chacun 3 chiffres significatifs. Le résultat du produit doit donc aussi être exprimé avec 3 chiffres significatifs.
Formule(s)
Hypothèses
On fait l'hypothèse que le produit chimique que l'on va peser est pur à 100%. Si un réactif n'est pur qu'à 98%, il faudrait en peser un peu plus pour compenser les 2% d'impuretés. Pour cet exercice, on considère le produit comme parfaitement pur.
Donnée(s)
- Quantité de matière, n = 0,0250 mol (résultat de la Q3)
- Masse molaire, M = 84,0 g/mol (résultat de la Q2)
Astuces
Vérifiez toujours les unités pour être sûr de ne pas vous tromper de formule. Ici : [mol] × [g/mol]. Les "mol" s'annulent, et il reste bien des "g", l'unité d'une masse. C'est un excellent réflexe pour éviter les erreurs d'inversion (division au lieu de multiplication).
Schéma (Avant les calculs)
De la mole au gramme
Calcul(s)
Schéma (Après les calculs)
La masse à obtenir sur la balance
Réflexions
Le résultat, 2,10 g, est une masse réaliste et facilement mesurable en laboratoire. Si le calcul avait donné 0,000021 g ou 2100 kg, cela aurait été un signal d'alarme indiquant une erreur (probablement dans les puissances de dix ou la conversion du volume).
Points de vigilance
Le respect des chiffres significatifs est important pour montrer que l'on comprend la précision des mesures. Puisque les données (C, V, M) ont 3 chiffres significatifs, le résultat doit être donné avec 3 chiffres significatifs. Écrire "2,1 g" serait une perte de précision, écrire "2,1000 g" serait une précision inventée.
Points à retenir
La formule m = n × M est le pont indispensable entre le monde des moles (calculs théoriques) et le monde des grammes (mesures pratiques en laboratoire). C'est une formule que vous utiliserez constamment.
Le saviez-vous ?
Pour une pesée de haute précision, les chimistes utilisent des balances analytiques protégées des courants d'air par une cage en verre. Elles peuvent peser au dixième de milligramme près (0,0001 g) !
FAQ
Résultat Final
A vous de jouer
Quelle masse de chlorure de sodium (NaCl, M = 58,5 g/mol) faut-il peser pour préparer 200 mL d'une solution à 0,200 mol/L ?
Question 5 : Concentrations molaires effectives des ions
Principe
Le principe est que la concentration d'une "espèce" chimique est liée au nombre de cette espèce en solution. Comme la dissolution d'un NaHCO₃ libère un Na⁺ et un HCO₃⁻, les concentrations de ces ions sont directement liées à la concentration du NaHCO₃ que l'on a mis au départ.
Mini-Cours
La stœchiométrie de la réaction de dissolution nous donne les proportions. L'équation \( \text{NaHCO}_3 \rightarrow 1\text{Na}^+ + 1\text{HCO}_3^- \) se lit : "1 mole de NaHCO₃ donne 1 mole de Na⁺ et 1 mole de HCO₃⁻". Ce rapport de 1 pour 1 s'applique aussi aux concentrations. La concentration d'une espèce effectivement présente en solution est appelée concentration molaire effective, notée avec des crochets [X].
Remarque Pédagogique
C'est une simple histoire de proportions. Si vous avez une boîte qui contient 1 vis et 1 écrou, et que vous versez 100 boîtes dans une caisse, vous aurez 100 vis et 100 écrous dans la caisse. Ici, le NaHCO₃ est la boîte, le Na⁺ est la vis, et le HCO₃⁻ est l'écrou. La concentration de la solution (C) est le nombre de boîtes par litre.
Normes
La notation standard pour la concentration molaire effective d'une espèce chimique X est de la mettre entre crochets : [X]. Ainsi, [Na⁺] se lit "concentration molaire effective des ions sodium".
Formule(s)
Pour une dissolution de type A → aX + bY, les formules sont :
Ici, a=1 et b=1.
Hypothèses
On suppose toujours que la dissolution est totale. On néglige aussi toute réaction ultérieure des ions avec l'eau, ce qui est une approximation valide pour un exercice de ce niveau.
Donnée(s)
- Concentration apportée en soluté, C = 0,100 mol/L
- Coefficients stœchiométriques de l'équation : a=1 pour Na⁺ et b=1 pour HCO₃⁻
Astuces
Regardez simplement les indices dans la formule du sel. Dans NaHCO₃, il y a 1 Na et 1 groupe HCO₃. Les concentrations seront donc 1 fois la concentration du sel. Dans CaCl₂, il y a 1 Ca et 2 Cl. Les concentrations seront [Ca²⁺] = 1×C et [Cl⁻] = 2×C.
Schéma (Avant les calculs)
La solution et ses mystères
Calcul(s)
Les calculs sont une application directe des formules, en utilisant les coefficients 1 et 1 de l'équation.
Schéma (Après les calculs)
Les concentrations révélées
Réflexions
Il est très important de faire la distinction entre la concentration du soluté apporté (C) et les concentrations effectives des espèces en solution ([X]). Même si dans ce cas simple elles sont égales, ce n'est pas une généralité. Comprendre cette distinction est la clé pour aborder des problèmes plus complexes (calculs de pH, de conductivité, etc.).
Points de vigilance
L'erreur à ne pas faire est de croire que la concentration d'un ion est toujours égale à la concentration de la solution. C'est faux. Pour le sel CaCl₂, par exemple, [Cl⁻] est le double de la concentration C. Il faut TOUJOURS passer par l'équation de dissolution.
Points à retenir
La concentration effective d'un ion en solution est égale à la concentration du soluté apporté, multipliée par le coefficient stœchiométrique de cet ion dans l'équation de dissolution. C'est une règle d'or.
Le saviez-vous ?
Une solution doit toujours être électriquement neutre. On peut le vérifier : la concentration des charges positives (ici [Na⁺] × 1) doit être égale à la concentration des charges négatives (ici [HCO₃⁻] × 1). On a bien 0,100 = 0,100. La règle est respectée !
FAQ
Résultat Final
A vous de jouer
Pour une solution de sulfate de sodium Na₂SO₄ à 0,20 mol/L, quelles sont les concentrations effectives [Na⁺] et [SO₄²⁻] ?
Outil Interactif : Calculateur de Préparation de Solution
Utilisez cet outil pour calculer rapidement la masse d'hydrogénocarbonate de sodium (NaHCO₃) à peser en fonction du volume et de la concentration de la solution que vous souhaitez préparer.
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Résultats Clés
Quiz Final : Testez vos connaissances
1. Si on dissout 4,2 g de NaHCO₃ (M = 84,0 g/mol) dans assez d'eau pour obtenir 200 mL de solution, quelle est la concentration molaire de la solution ?
2. Dans une solution de NaHCO₃ à 0,30 mol/L, quelle est la concentration molaire effective des ions hydrogénocarbonate [HCO₃⁻] ?
Glossaire
- Concentration Molaire
- Quantité de matière (en moles) d'un soluté dissous par litre de solution. Unité : mol/L.
- Dissolution
- Processus par lequel un soluté se dissout dans un solvant pour former un mélange homogène appelé solution.
- Masse Molaire
- Masse d'une mole d'une substance (atome, molécule, ion). Elle s'exprime en grammes par mole (g/mol).
- Soluté
- Espèce chimique qui est dissoute dans un solvant. Dans cet exercice, c'est l'hydrogénocarbonate de sodium.
- Solvant
- Espèce chimique majoritaire dans une solution, qui dissout le soluté. Dans cet exercice, c'est l'eau.
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