Dissolution du CuSO₄ en milieu aqueux
Contexte : La préparation de solutions colorées.
Le sulfate de cuivre (II) anhydre, \(\text{CuSO}_4\), est une poudre blanche. Lorsqu'on la dissout dans l'eau, elle forme une solution d'un bleu éclatant, caractéristique des ions cuivre (II) hydratés. Cette expérience est un classique des laboratoires de chimie pour introduire les concepts de dissolutionProcessus au cours duquel un soluté (solide, liquide ou gaz) se disperse de manière homogène dans un solvant pour former une solution., de concentration molaireQuantité de matière de soluté (en moles) par litre de solution. Son unité est la mole par litre (mol/L). et de stœchiométrie des ions en solution. Cet exercice vous guidera dans la préparation et la caractérisation d'une solution de sulfate de cuivre.
Remarque Pédagogique : Cet exercice illustre une compétence fondamentale en chimie : la préparation d'une solution de concentration précise par dissolution. Nous allons calculer la masse molaire du soluté, écrire l'équation de sa dissolution, puis déterminer les concentrations de la solution et des ions qu'elle contient. C'est la base de la chimie des solutions, essentielle pour réaliser des dosages ou des synthèses.
Objectifs Pédagogiques
- Calculer la masse molaire d'un composé ionique.
- Écrire et interpréter une équation de dissolution.
- Calculer une concentration molaire à partir d'une masse et d'un volume.
- Déterminer les concentrations effectives des ions en solution.
Données de l'étude
Préparation de la solution
Visualisation 3D de la solution ionique
Utilisez votre souris pour interagir : clic gauche pour tourner, clic droit pour déplacer, et molette pour zoomer.
| Paramètre | Symbole | Valeur | Unité |
|---|---|---|---|
| Masse de soluté | \(m\) | 5.0 | \(\text{g}\) |
| Volume de la solution | \(V\) | 200 | \(\text{mL}\) |
| Masse molaire atomique du Cuivre | \(M(\text{Cu})\) | 63.5 | \(\text{g/mol}\) |
| Masse molaire atomique du Soufre | \(M(\text{S})\) | 32.1 | \(\text{g/mol}\) |
| Masse molaire atomique de l'Oxygène | \(M(\text{O})\) | 16.0 | \(\text{g/mol}\) |
Questions à traiter
- Calculer la masse molaire du sulfate de cuivre (II), \(\text{CuSO}_4\).
- Écrire l'équation de la réaction de dissolution du sulfate de cuivre (II) solide dans l'eau.
- Calculer la concentration molaire \(C\) en soluté apporté de la solution préparée.
- En déduire les concentrations molaires effectives des ions en solution, notées \([\text{Cu}^{2+}]\) et \([\text{SO}_4^{2-}]\).
Les bases de la dissolution
Avant de commencer, rappelons quelques principes fondamentaux.
1. La Dissolution d'un Solide Ionique :
Un solide ionique est un assemblage ordonné de cations (+) et d'anions (-). Lorsqu'il est mis dans l'eau (solvant polaire), les molécules d'eau entourent les ions et les séparent les uns des autres. Le solide se dissocie en ions qui se dispersent dans la solution. On dit qu'ils sont solvatés (ou hydratés si le solvant est l'eau).
2. Concentration Molaire (C) :
La concentration molaire d'une solution en un soluté est la quantité de matière de ce soluté par litre de solution.
\[ C = \frac{n_{\text{soluté}}}{V_{\text{solution}}} \quad (\text{en mol/L}) \]
On parle de concentration en "soluté apporté" car on se base sur la quantité de solide que l'on a dissous initialement.
3. Concentration des Ions en Solution :
Une fois le solide dissocié, les ions sont présents en solution. Leur concentration, notée [Ion], dépend de la concentration du soluté apporté \(C\) et des coefficients stœchiométriques de l'équation de dissolution. Par exemple, si \(\text{AB}_{2\text{(s)}} \rightarrow \text{A}^{2+}_{\text{(aq)}} + 2\text{B}^{-}_{\text{(aq)}}\), alors \([\text{A}^{2+}] = C\) et \([\text{B}^{-}] = 2C\).
Correction : Dissolution du CuSO₄ en milieu aqueux
Question 1 : Calculer la masse molaire du sulfate de cuivre (II)
Principe (le concept physique)
La masse molaire d'un composé ionique, comme pour une molécule, est la somme des masses molaires atomiques de tous les atomes présents dans sa formule chimique. Elle représente la masse d'une mole de ce composé.
Mini-Cours (approfondissement théorique)
La formule \(\text{CuSO}_4\) est une formule statistique. Elle indique que dans le cristal, il y a un ion Cuivre \(\text{Cu}^{2+}\) pour chaque ion sulfate \(\text{SO}_4^{2-}\), assurant la neutralité électrique. Pour le calcul de la masse molaire, on se base sur cette formule qui représente le motif élémentaire.
Remarque Pédagogique (le conseil du professeur)
C'est la première étape indispensable avant tout calcul de concentration à partir d'une masse. Assurez-vous de bien identifier tous les atomes et leur nombre. Ici, nous avons 1 Cuivre, 1 Soufre et 4 Oxygènes.
Normes (la référence réglementaire)
Le calcul se base sur les masses molaires atomiques standards, qui sont des valeurs de référence internationales. L'unité de la masse molaire est le gramme par mole (\(\text{g} \cdot \text{mol}^{-1}\)), une unité du Système International.
Formule(s) (l'outil mathématique)
Pour un composé de formule \(\text{Cu}_x\text{S}_y\text{O}_z\), la masse molaire M est :
Hypothèses (le cadre du calcul)
On utilise les masses molaires atomiques fournies dans l'énoncé, qui sont des valeurs arrondies. On considère que le sulfate de cuivre est anhydre (ne contient pas de molécules d'eau dans sa structure cristalline).
Donnée(s) (les chiffres d'entrée)
- Formule : \(\text{CuSO}_4\)
- \(M(\text{Cu}) = 63.5 \, \text{g/mol}\)
- \(M(\text{S}) = 32.1 \, \text{g/mol}\)
- \(M(\text{O}) = 16.0 \, \text{g/mol}\)
Astuces(Pour aller plus vite)
N'oubliez pas de multiplier la masse molaire de l'oxygène par 4 ! C'est une erreur fréquente d'oublier les indices dans la formule brute lors du calcul.
Schéma (Avant les calculs)
Composition pour le calcul de la masse molaire
Calcul(s) (l'application numérique)
On applique la formule pour \(\text{CuSO}_4\) :
Schéma (Après les calculs)
Masse Molaire Résultante
Réflexions (l'interprétation du résultat)
Une mole de sulfate de cuivre (II) pèse 159.6 grammes. Cette valeur est la clé pour convertir la masse pesée en quantité de matière, ce qui est nécessaire pour calculer la concentration.
Points de vigilance (les erreurs à éviter)
Vérifiez bien la formule du composé. Par exemple, le sulfate de cuivre hydraté (\(\text{CuSO}_4, 5\text{H}_2\text{O}\)) a une masse molaire beaucoup plus élevée car il faut inclure la masse des 5 molécules d'eau.
Points à retenir (permettre a l'apprenant de maitriser la question)
- La masse molaire d'un composé est la somme des masses molaires de ses atomes constitutifs.
- Faire attention aux indices de chaque élément dans la formule.
Le saviez-vous ? (la culture de l'ingénieur)
Le sulfate de cuivre est utilisé dans la "bouillie bordelaise", un fongicide traditionnel en agriculture (notamment pour la vigne) pour lutter contre le mildiou. Sa couleur bleue caractéristique permet de voir où le produit a été pulvérisé.
FAQ (pour lever les doutes)
Résultat Final (la conclusion chiffrée)
A vous de jouer(pour verifier la comprehension de l'etudiant parrapport a la question)
Calculez la masse molaire du chlorure de fer (III), de formule \(\text{FeCl}_3\). (Données : \(M(\text{Fe}) = 55.8 \, \text{g/mol}\), \(M(\text{Cl}) = 35.5 \, \text{g/mol}\))
Question 2 : Écrire l'équation de la réaction de dissolution
Principe (le concept physique)
L'équation de dissolution modélise la transformation du solide ionique en ses ions constitutifs lorsqu'il est mis en contact avec le solvant (ici, l'eau). Le solide (à gauche de la flèche) se dissocie en un cation (ion positif) et un anion (ion négatif) qui sont alors en solution (à droite de la flèche).
Mini-Cours (approfondissement théorique)
L'équation doit respecter deux lois de conservation : la conservation de la matière (tous les atomes présents à gauche doivent se retrouver à droite) et la conservation de la charge électrique (la somme des charges électriques à gauche, qui est nulle pour un solide, doit être égale à la somme des charges à droite).
Remarque Pédagogique (le conseil du professeur)
Pour trouver les ions, il faut "casser" le solide en ses deux parties. Le premier élément (Cu) est un métal, il forme donc le cation positif \(\text{Cu}^{2+}\). Le reste (\(\text{SO}_4\)) est un ion polyatomique, l'ion sulfate, qui doit avoir une charge opposée pour garantir la neutralité du solide, donc \(\text{SO}_4^{2-}\).
Normes (la référence réglementaire)
La notation standard exige de préciser l'état physique de chaque espèce : (s) pour solide, (l) pour liquide, (g) pour gaz, et (aq) pour aqueux (dissous dans l'eau). La flèche simple (\(\rightarrow\)) indique une transformation totale, ce qui est le cas pour la dissolution des solides ioniques courants comme \(\text{CuSO}_4\).
Formule(s) (l'outil mathématique)
La structure générale de l'équation est :
Hypothèses (le cadre du calcul)
On suppose que la dissolution est totale et que le sulfate de cuivre ne réagit pas avec l'eau (il se contente de s'y dissoudre).
Donnée(s) (les chiffres d'entrée)
- Solide à dissoudre : Sulfate de cuivre (II), \(\text{CuSO}_4\).
- Solvant : Eau.
Astuces(Pour aller plus vite)
Si vous ne connaissez pas la charge d'un ion, souvenez-vous que les ions du groupe 1 (Li, Na, K) forment des ions +1, ceux du groupe 2 (Mg, Ca) forment des ions +2. Les halogènes (F, Cl, Br) forment des ions -1. L'ion sulfate \(\text{SO}_4^{2-}\) et carbonate \(\text{CO}_3^{2-}\) sont des classiques à connaître.
Schéma (Avant les calculs)
Processus de Dissociation
Calcul(s) (l'application numérique)
Il n'y a pas de calcul, il s'agit d'écrire l'équation bilan :
Schéma (Après les calculs)
Équation Bilan de la Dissolution
Réflexions (l'interprétation du résultat)
L'équation nous montre que pour chaque unité de \(\text{CuSO}_4\) solide qui se dissout, un ion cuivre \(\text{Cu}^{2+}\) et un ion sulfate \(\text{SO}_4^{2-}\) sont libérés dans la solution. Cette information stœchiométrique (rapport 1 pour 1 pour 1) est fondamentale pour la question suivante.
Points de vigilance (les erreurs à éviter)
Ne pas oublier les états physiques (s) et (aq). Ne pas oublier les charges des ions. Vérifier que la charge totale est bien nulle des deux côtés de l'équation (à gauche : 0 ; à droite : +2 - 2 = 0).
Points à retenir (permettre a l'apprenant de maitriser la question)
- Un solide ionique se dissocie en ses ions en solution.
- L'équation doit être équilibrée en atomes et en charges.
- Les ions en solution sont notés avec l'indice (aq).
Le saviez-vous ? (la culture de l'ingénieur)
La couleur bleue intense des solutions de sulfate de cuivre n'est pas due à l'ion \(\text{Cu}^{2+}\) seul, mais au complexe qu'il forme avec les molécules d'eau : l'ion hexaquacuivre(II), \([\text{Cu}(\text{H}_2\text{O})_6]^{2+}\). Ce sont les interactions entre cet ion complexe et la lumière qui sont responsables de la couleur observée.
FAQ (pour lever les doutes)
Résultat Final (la conclusion chiffrée)
A vous de jouer(pour verifier la comprehension de l'etudiant parrapport a la question)
Écrivez l'équation de dissolution du nitrate de magnésium, \(\text{Mg(NO}_3)_2\). (L'ion nitrate est \(\text{NO}_3^-\))
Question 3 : Calculer la concentration molaire \(C\) en soluté apporté
Principe (le concept physique)
La concentration molaire, \(C\), exprime la quantité de soluté (en moles) que l'on a dissous par rapport au volume total de la solution (en litres). Pour la calculer, il faut d'abord déterminer la quantité de matière \(n\) de soluté à partir de sa masse \(m\) et de sa masse molaire \(M\), puis diviser cette quantité par le volume de la solution.
Mini-Cours (approfondissement théorique)
La concentration est une grandeur cruciale car elle est directement liée au nombre de particules de soluté par unité de volume. C'est cette "densité de particules" qui va déterminer la vitesse des réactions, la couleur de la solution, sa conductivité électrique et d'autres propriétés physico-chimiques.
Remarque Pédagogique (le conseil du professeur)
Ce calcul se fait en deux étapes : 1. Calculer \(n\) (la quantité de matière). 2. Calculer \(C\) (la concentration). L'erreur la plus courante est d'oublier de convertir le volume de millilitres (mL) en litres (L), car la concentration molaire s'exprime en mol/L.
Normes (la référence réglementaire)
L'unité SI de la concentration molaire est la \(\text{mol} \cdot \text{m}^{-3}\). Cependant, en chimie, l'unité d'usage quasi-universelle est la mole par litre (\(\text{mol} \cdot \text{L}^{-1}\)), souvent notée M (Molaire). Il est donc impératif de convertir le volume en litres.
Formule(s) (l'outil mathématique)
La formule se décompose en deux étapes :
Ou en une seule formule combinée :
Hypothèses (le cadre du calcul)
On suppose que le volume de la solution finale est exactement de 200 mL et que la dissolution du solide ne modifie pas ce volume (ce qui est une bonne approximation pour des solutions pas trop concentrées).
Donnée(s) (les chiffres d'entrée)
- Masse de soluté, \(m = 5.0 \, \text{g}\)
- Masse molaire, \(M = 159.6 \, \text{g/mol}\) (de Q1)
- Volume de la solution, \(V = 200 \, \text{mL}\)
Astuces(Pour aller plus vite)
Souvenez-vous que \(1 \, \text{L} = 1000 \, \text{mL}\). Pour convertir des mL en L, il faut donc diviser par 1000. Ainsi, \(200 \, \text{mL} = 0.200 \, \text{L}\). Ne faites jamais le calcul de concentration avec le volume en mL !
Schéma (Avant les calculs)
Étapes du calcul de la concentration
Calcul(s) (l'application numérique)
1. Calcul de la quantité de matière \(n\) :
2. Conversion du volume en litres :
3. Calcul de la concentration molaire \(C\) :
Schéma (Après les calculs)
Concentration de la Solution Préparée
Réflexions (l'interprétation du résultat)
La concentration de la solution est de 0.157 mole par litre. Cela signifie que si l'on prélevait un litre de cette solution, il contiendrait 0.157 mole (soit environ 25 g) de sulfate de cuivre dissous.
Points de vigilance (les erreurs à éviter)
La principale erreur est la gestion des unités, en particulier la conversion des millilitres en litres. Une autre erreur est d'arrondir trop tôt les résultats intermédiaires. Gardez la valeur de \(n\) en mémoire dans votre calculatrice pour le calcul final de \(C\).
Points à retenir (permettre a l'apprenant de maitriser la question)
- La concentration molaire est \(C = n/V\).
- Les unités sont : \(n\) en mol, \(V\) en L, et \(C\) en mol/L.
- C'est une grandeur qui caractérise la solution dans son ensemble.
Le saviez-vous ? (la culture de l'ingénieur)
En plus de la concentration molaire, on utilise souvent la concentration massique (\(C_m = m/V\), en g/L). Les deux sont liées par la relation \(C_m = C \times M\). Pour notre solution, la concentration massique serait \(0.157 \, \text{mol/L} \times 159.6 \, \text{g/mol} \approx 25 \, \text{g/L}\), ce qui est logique car on a mis 5 g dans 0.2 L (\(5 / 0.2 = 25\)).
FAQ (pour lever les doutes)
Résultat Final (la conclusion chiffrée)
A vous de jouer(pour verifier la comprehension de l'etudiant parrapport a la question)
On dissout 10 g de NaCl (\(M = 58.5 \, \text{g/mol}\)) dans 500 mL d'eau. Quelle est la concentration molaire C ? (en mol/L)
Question 4 : En déduire les concentrations molaires effectives des ions
Principe (le concept physique)
Les espèces qui sont réellement présentes en solution sont les ions. Leur concentration, dite "effective", se déduit de la concentration en soluté apporté \(C\) et des coefficients stœchiométriques de l'équation de dissolution. Cette équation nous donne le rapport en moles entre le solide dissous et les ions produits.
Mini-Cours (approfondissement théorique)
La stœchiométrie est le cœur de la chimie quantitative. L'équation de dissolution \(\text{CuSO}_{4\text{(s)}} \rightarrow \text{Cu}^{2+}_{\text{(aq)}} + \text{SO}_{4\text{(aq)}}^{2-}\) nous dit que "pour 1 mole de \(\text{CuSO}_4\) qui se dissout, il se forme 1 mole d'ions \(\text{Cu}^{2+}\) et 1 mole d'ions \(\text{SO}_4^{2-}\)". Comme toutes ces espèces sont dans le même volume, leurs concentrations sont dans les mêmes proportions.
Remarque Pédagogique (le conseil du professeur)
C'est l'étape où l'on connecte tout. Regardez attentivement l'équation de la question 2. Les nombres devant chaque espèce (les coefficients stœchiométriques, ici tous égaux à 1) vous donnent directement le facteur multiplicatif à appliquer à la concentration C calculée à la question 3.
Normes (la référence réglementaire)
La notation standard pour la concentration molaire effective d'une espèce X en solution est [X]. Par exemple, \([\text{Cu}^{2+}]\) se lit "concentration en ion cuivre deux plus".
Formule(s) (l'outil mathématique)
D'après l'équation de dissolution :
Hypothèses (le cadre du calcul)
On suppose que la dissolution est totale, donc tout le \(\text{CuSO}_4\) introduit s'est transformé en ions. C'est une excellente approximation pour ce type de sel.
Donnée(s) (les chiffres d'entrée)
- Équation : \(\text{CuSO}_{4\text{(s)}} \rightarrow \text{Cu}^{2+}_{\text{(aq)}} + \text{SO}_{4\text{(aq)}}^{2-}\) (de Q2)
- Concentration en soluté apporté, \(C \approx 0.157 \, \text{mol/L}\) (de Q3)
Astuces(Pour aller plus vite)
Faites un petit tableau de proportionnalité (ou tableau d'avancement simplifié) si vous avez un doute. Si 1 mole de solide donne 2 moles d'un ion, alors la concentration de cet ion sera 2 fois plus grande que C.
Schéma (Avant les calculs)
Relation Stœchiométrique
Calcul(s) (l'application numérique)
Les coefficients stœchiométriques devant les ions sont tous les deux de 1. On a donc :
Schéma (Après les calculs)
Concentrations Ioniques Effectives
Réflexions (l'interprétation du résultat)
Dans la solution, la concentration de chaque type d'ion est égale à la concentration en soluté que l'on a calculée. C'est parce que la dissociation se fait dans un rapport 1 pour 1. Si le solide avait été du \(\text{CaCl}_2\), la concentration en ions chlorure \([\text{Cl}^-]\) aurait été le double de la concentration \(C\).
Points de vigilance (les erreurs à éviter)
Ne jamais supposer que la concentration des ions est toujours égale à C. Il faut impérativement regarder les coefficients de l'équation de dissolution. C'est l'erreur la plus fréquente dans ce type d'exercice.
Points à retenir (permettre a l'apprenant de maitriser la question)
- La concentration effective d'un ion est \([\text{Ion}] = \nu \cdot C\), où \(\nu\) est son coefficient stœchiométrique.
- L'équation de dissolution est la clé pour trouver ces coefficients.
- La solution reste électriquement neutre : la concentration totale des charges positives est égale à celle des charges négatives.
Le saviez-vous ? (la culture de l'ingénieur)
La conductivité électrique d'une solution ionique dépend de la nature des ions, de leur concentration et de leur mobilité. Mesurer la conductivité d'une solution est une méthode rapide et précise pour déterminer sa concentration totale en ions, une technique très utilisée dans l'industrie pour le contrôle qualité de l'eau.
FAQ (pour lever les doutes)
Résultat Final (la conclusion chiffrée)
A vous de jouer(pour verifier la comprehension de l'etudiant parrapport a la question)
On prépare une solution de chlorure de calcium (\(\text{CaCl}_2\)) à la concentration \(C = 0.1 \, \text{mol/L}\). Quelle est la concentration des ions chlorure \([\text{Cl}^-]\) ?
Outil Interactif : Préparation de Solutions
Modifiez la masse de soluté et le volume de la solution pour voir leur influence sur les concentrations.
Paramètres d'Entrée
Résultats Clés
Le Saviez-Vous ?
La couleur d'une solution n'est pas toujours un bon indicateur de sa concentration. L'œil humain perçoit mal les variations d'intensité. Pour mesurer précisément une concentration, les chimistes utilisent un spectrophotomètre, un appareil qui mesure la quantité de lumière absorbée par la solution à une longueur d'onde spécifique (la loi de Beer-Lambert).
Foire Aux Questions (FAQ)
Que se passe-t-il si on met trop de solide et qu'il ne se dissout pas complètement ?
On atteint alors la limite de solubilité du composé. La solution est dite "saturée". La concentration des ions en solution atteint une valeur maximale qui ne peut être dépassée, et le solide en excès reste au fond du récipient. La concentration calculée avec la masse totale introduite serait alors fausse.
Est-ce que la dissolution change la température de l'eau ?
Oui, très souvent ! La dissolution du sulfate de cuivre anhydre est exothermique : elle dégage de la chaleur et la solution tiédit. À l'inverse, la dissolution de certains sels comme le nitrate d'ammonium est endothermique : elle absorbe de la chaleur et la solution refroidit. C'est le principe des poches de froid instantané.
Quiz Final : Testez vos connaissances
1. On dissout du chlorure de calcium \(\text{CaCl}_2\) dans l'eau. Quelle relation est correcte ?
2. Pour préparer une solution plus concentrée, on peut :
- Soluté
- Espèce chimique (solide, liquide ou gaz) qui est dissoute dans un solvant. Dans cet exercice, le soluté est le \(\text{CuSO}_4\).
- Solvant
- Espèce chimique, majoritairement liquide, qui a la capacité de dissoudre un soluté. Dans cet exercice, le solvant est l'eau.
- Solution
- Mélange homogène résultant de la dissolution d'un ou plusieurs solutés dans un solvant.
- Concentration Molaire (C)
- Quantité de matière de soluté (en moles) par litre de solution. Son unité est la mole par litre (\(\text{mol/L}\)).
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