Préparation d'une Boisson Énergisante

Contexte et Introduction

🏃‍♂️ Le Scénario : Un Besoin Physiologique Réel

C’est l’effervescence au collège ! Le cross annuel vient de se terminer sous un soleil de plomb. Après avoir couru plusieurs kilomètres, les élèves arrivent à la ligne d’arrivée épuisés, en sueur et assoiffés.

Lors d’un effort physique intense, le corps humain subit deux pertes majeures :

Perte Hydrique : L’eau s’évacue par la transpiration pour réguler la température du corps.
Perte Minérale et Énergétique : La sueur emporte des sels minéraux, et les muscles ont brûlé tout le sucre (glucose) disponible.

Pour aider les sportifs à récupérer rapidement, l’eau pure ne suffit pas toujours. L’équipe des professeurs d’EPS a donc décidé de préparer une boisson de l’effort « maison » (isotonique). La recette est scientifiquement étudiée : de l’eau pour réhydrater, du sucre (saccharose) pour redonner de l’énergie immédiate, et une pincée de sel pour compenser les pertes en sodium.

⚗️ La Mission du Chimiste : De la Cuisine à la Science

Ce qui ressemble à une simple recette de cuisine est en réalité une opération chimique précise appelée préparation d’une solution aqueuse. Votre mission est de réaliser ce mélange avec la rigueur d’un scientifique. Il ne s’agit pas de mélanger « au pif », mais de quantifier précisément la matière pour respecter les dosages optimaux.

Concept Clé : Dans ce contexte, nous allons étudier un phénomène fascinant : la Dissolution. Contrairement à une idée reçue fréquente, le sucre ne « disparaît » pas dans l’eau. Il ne « fond » pas non plus (ce n’est pas du caramel !). Il se disperse à l’échelle microscopique, devenant invisible à l’œil nu tout en restant présent.

🔑 Les Rôles Chimiques Définis

Pour décrire cette expérience et réussir l’exercice, nous devons abandonner le vocabulaire culinaire pour adopter le vocabulaire scientifique :

L’Eau (Le Solvant) : Ce n’est plus juste un liquide, c’est le SolvantLe liquide majoritaire qui a le pouvoir de dissoudre.. C’est la substance présente en plus grande quantité, capable de dissocier et d’entourer les particules de solide.
Le Sucre (Le Soluté) : Ce n’est plus juste un ingrédient, c’est le SolutéL’espèce chimique dissoute (minoritaire).. C’est la substance (solide, liquide ou gazeuse) qui va être dispersée au sein du solvant.
L’Eau Sucrée (La Solution) : Le mélange homogène obtenu s’appelle une SolutionMélange homogène solvant + soluté.. Puisque le solvant est l’eau, on précise que c’est une solution aqueuse.

🎯 L’Enjeu de l’Exercice : La Conservation

La question centrale de cet exercice est la suivante : La masse change-t-elle lorsque l’on dissout du sucre dans l’eau ?
Intuitivement, on pourrait penser que puisque le sucre devient invisible, sa masse disparaît ou s’allège. Ou au contraire, que le volume augmente drastiquement. Nous allons utiliser des instruments de mesure de précision (balance électronique) pour vérifier expérimentalement la célèbre loi de conservation de la matière.

Note Pédagogique : Cette introduction vise à contextualiser l’apprentissage. En 5ème/4ème, il est crucial de passer du monde macroscopique (ce que je vois : le sucre « disparaît ») au modèle microscopique (ce que je sais : les molécules se dispersent) et quantitatif (ce que je mesure : la masse se conserve).

Objectifs Pédagogiques

À l’issue de cette séquence, l’élève devra avoir acquis les compétences et connaissances suivantes :

🧠 1. Maîtriser les Concepts et le Vocabulaire (Savoirs)

🔹 Distinguer Soluté, Solvant et Solution :
Savoir identifier sans erreur que le liquide majoritaire est le solvant (ex: eau), que le solide dissous est le soluté (ex: sucre), et que le mélange homogène obtenu est la solution.
🔹 Ne plus confondre « Fondre » et « Dissoudre » :
Comprendre et expliquer que la fusion est un changement d’état dû à la chaleur (ex: glace qui fond), tandis que la dissolution est un mélange avec un liquide (ex: sel dans l’eau).
🔹 La Loi de Conservation (Lavoisier) :
Énoncer le principe fondamental : lors d’une dissolution, la masse ne change pas. La masse totale est strictement égale à la somme des masses des constituants (\( m_{\text{total}} = m_{\text{solvant}} + m_{\text{soluté}} \)).
🔹 La Saturation et l’Homogénéité :
Définir la limite de solubilité au-delà de laquelle le mélange devient hétérogène (le soluté ne se dissout plus et reste visible).

✋ 2. Acquérir des Compétences Techniques (Savoir-Faire)

🔸 Utiliser une Balance Électronique :
Savoir allumer l’appareil, vérifier l’unité (g), et surtout effectuer la tare (remise à zéro avec le récipient vide) pour mesurer une masse nette précise.
🔸 Calculer une Masse par Différence :
Être capable de poser le calcul pour isoler la masse d’un liquide : \( m_{\text{liquide}} = m_{\text{brut (plein)}} – m_{\text{tare (vide)}} \).
🔸 Réaliser un Protocole de Dissolution :
Suivre les étapes logiques : pesée du soluté, introduction dans le solvant, et agitation jusqu’à l’obtention d’un mélange limpide.

🔎 3. Développer l’Esprit Scientifique (Savoir-Être)

🧠 Esprit Critique (Masse vs Volume) :
Comprendre par le raisonnement que si les masses s’additionnent toujours, ce n’est pas le cas des volumes (phénomène de contraction de volume lors du mélange). Ne pas confondre 1L d’eau + 1kg de sucre = 2kg (Vrai) avec 1L + 1L = 2L (Pas toujours vrai en chimie).
👀 Observation et Interprétation :
Savoir relier une observation macroscopique (le liquide est limpide ou trouble) à une interprétation microscopique (le mélange est homogène ou saturé).

5. Énoncé Détaillé et Données Expérimentales

📖 Le Scénario : Mission Hydratation

C’est la fin du cross annuel du collège ! Les élèves arrivent épuisés et assoiffés à la ligne d’arrivée. L’équipe des professeurs d’EPS vous a chargé d’une mission cruciale : préparer une boisson réhydratante précise pour aider les coureurs à récupérer.

La recette est stricte : il faut un mélange précis d’eau et de sucre pour optimiser l’énergie sans écœurer les sportifs. Votre rôle de chimiste est de vérifier que les quantités respectent le protocole scientifique. Vous allez devoir manipuler la matière et surveiller sa masse à chaque étape.

⚗️ Le Matériel du Laboratoire

Pour cette expérience, vous disposez sur votre paillasse des éléments suivants :

Une Balance Électronique de Précision : Elle permet de mesurer la masse au dixième de gramme près (0,1 g). Indispensable pour la loi de conservation !
Un Bécher de 250 mL : Un récipient en verre gradué pour contenir le liquide. Attention, ses graduations sont indicatives (pour le volume), mais nous utiliserons la balance pour la masse.
Une Coupelle de pesée : Un petit récipient en plastique léger pour peser le sucre sans salir le plateau de la balance.
Une Spatule : Pour prélever le sucre en poudre sans le toucher avec les doigts.
Un Agitateur en verre : Pour mélanger la solution et aider à la dissolution.

📋 Le Protocole Expérimental Suivi

Voici les étapes exactes réalisées par le technicien de laboratoire. Lisez-les attentivement pour comprendre l’origine des chiffres :

Étape 1 (La Tare) : On pose le bécher vide et propre sur la balance. On relève sa masse (c’est la masse du contenant seul).
Étape 2 (Le Solvant) : Sans enlever le bécher, on verse de l’eau distillée à l’intérieur jusqu’à un certain niveau. La balance affiche alors la masse totale (Bécher + Eau).
Étape 3 (Le Soluté) : Sur une autre balance (ou après avoir remis à zéro), on pose une coupelle et on y verse du sucre en poudre jusqu’à obtenir la quantité désirée.
Étape 4 (Le Mélange) : On verse le sucre dans l’eau et on agite jusqu’à dissolution complète.

📝 Relevés de Mesures (Cahier de Labo)

Voici les valeurs exactes affichées par la balance lors des différentes étapes. Ces données sont vos preuves scientifiques.

Étape	Description de la mesure	Notation	Valeur Relevée
Mesure A	Masse du bécher vide (le contenant seul)	\( m_{\text{vide}} \)	120 g
Mesure B	Masse du bécher contenant l’eau (Contenant + Solvant)	\( m_{\text{total\_eau}} \)	320 g
Mesure C	Masse du sucre pesé séparément (Soluté net)	\( m_{\text{sucre}} \)	15 g

📸 Visualisation des Pesées

Pour vous aider à visualiser, voici les schémas correspondant aux mesures A, B et C :

Le Solvant (Eau)

Le Soluté (Sucre)

❓ Travail à Faire (Questions)

À partir des données ci-dessus et de vos connaissances, répondez aux questions suivantes en détaillant votre raisonnement.

Analyse de la Mesure B : La valeur « 320 g » correspond-elle à la masse de l’eau seule ? Justifiez pourquoi nous ne pouvons pas peser un liquide directement sur le plateau.
Calcul du Solvant : À l’aide des mesures A et B, calculez la masse précise de l’eau utilisée (\( m_{\text{eau}} \)). Posez le calcul littéral avant de faire l’application numérique.
Prévision (Hypothèse) : Une fois le sucre versé dans l’eau et dissous, quelle sera la masse totale de la solution ? Utilisez la loi de conservation de la masse.
Réflexion Critique (Volume) : Si on avait mesuré les volumes (200mL d’eau + 10mL de sucre), obtiendrait-on exactement 210mL de boisson ? Pourquoi la masse est-elle plus fiable que le volume en chimie ?
Observation : Une fois l’agitation terminée, le liquide est parfaitement transparent. Comment qualifie-t-on ce type de mélange ?
Extension (Le pas de trop) : Si un élève distrait versait 500g de sucre dans ce même bécher, observerait-on le même résultat ? Quel phénomène se produirait ?

Les bases théoriques approfondies

Pour réussir cet exercice, il ne suffit pas d’appliquer une formule. Il faut comprendre ce qui se passe à l’échelle de l’infiniment petit. Voici les trois piliers théoriques de la dissolution.

1. Le Phénomène de Dissolution (Aspect Microscopique)

Une solution n’est pas une simple juxtaposition de matières. C’est le résultat d’une interaction physique appelée solvatation.

Que se passe-t-il réellement ?
Lorsque le cristal de sucre (soluté) tombe dans l’eau (solvant), les molécules d’eau viennent « attaquer » la surface du cristal. Elles entourent chaque molécule de sucre, brisent les liaisons qui les maintenaient ensemble à l’état solide, et les emmènent se disperser dans tout le volume du liquide.

Vocabulaire précis :

Solvant : Le liquide qui est présent en plus grande quantité (ici l’eau). C’est lui qui « accueille ».
Soluté : L’espèce chimique (solide, liquide ou gaz) qui est dissoute. C’est l’invité qui se disperse.
Solution Aqueuse : Nom donné à tout mélange dont le solvant est l’eau.

Équation de concept

\text{Soluté (dispersé)} + \text{Solvant (dispersant)} \rightarrow \text{Solution (mélange homogène)}

2. La Loi de Conservation de la Matière

Pourquoi la masse s’additionne-t-elle parfaitement ? C’est une conséquence directe de la nature atomique de la matière.

Le raisonnement atomique :
La masse d’un objet est la somme des masses de tous ses atomes. Lors d’une dissolution (mélange physique) ou même d’une réaction chimique, aucun atome n’est créé, aucun atome n’est détruit. Ils changent simplement de voisins.

Si vous avez \(10^{23}\) molécules d’eau et \(10^{20}\) molécules de sucre au début…
…vous aurez exactement le même nombre de molécules à la fin, dans le même bécher.

Loi de Lavoisier (Conservation)

m_{\text{solution}} = m_{\text{soluté}} + m_{\text{solvant}}

Attention : Cette égalité stricte ne s’applique qu’à la masse. Le volume, lui, dépend de l’espace entre les molécules (agencement), qui change lors du mélange.

3. Homogénéité, Saturation et Corps Pur

Il est crucial de bien classer la matière que l’on observe.

A. Mélange Homogène vs Hétérogène

Un mélange est homogène si l’œil ne peut plus distinguer les constituants. Le liquide parait uniforme, même si on le regarde à la loupe.
Il est hétérogène si l’on voit au moins deux phases distinctes (ex: grains de sable au fond, bulles de gaz, gouttelettes d’huile).

B. La Saturation (La limite physique)

Le solvant a une capacité d’accueil limitée. C’est la solubilité. Si on dépasse cette quantité maximale (saturation), le solvant ne peut plus accepter de nouvelles molécules de soluté. Le surplus retombe au fond par gravité : le mélange redevient hétérogène.

C. Mélange vs Corps Pur

Même si l’eau sucrée est parfaitement transparente (homogène), ce n’est pas un corps pur !
Un corps pur est constitué d’une seule sorte de molécules (ex: eau distillée = que des molécules H₂O).
L’eau sucrée contient deux sortes de molécules (H₂O et C₁₂H₂₂O₁₁). C’est donc un mélange.

Correction : Préparation d’une Boisson Énergisante

Question 1 : Calculer la masse de l’eau

Principe Fondamental : La Mesure Indirecte

En physique-chimie, on ne peut pas mesurer la masse d’un liquide (ou d’un gaz) directement sur le plateau d’une balance. Si on versait l’eau directement, elle coulerait sur les capteurs électroniques et endommagerait l’appareil !
Nous devons donc utiliser une méthode de mesure indirecte appelée la technique de la Tare.

Le principe est de peser l’ensemble (Contenant + Contenu) et de retirer mathématiquement la masse du contenant. C’est exactement comme si vous vouliez connaître le poids de votre chat : vous vous pesez avec le chat, puis sans le chat, et vous faites la différence.

Mini-Cours : Le Vocabulaire de la Pesée

Pour être précis, il faut distinguer trois termes :

La Tare (ou Masse du contenant) : C’est la masse du récipient vide (ici, le bécher de 120 g).
La Masse Brute : C’est la masse totale affichée par la balance quand tout est posé dessus (Bécher + Eau = 320 g).
La Masse Nette : C’est la masse du produit seul qui nous intéresse (l’Eau uniquement). C’est ce que l’on cherche.

Remarque Pédagogique

Rigueur scientifique : En 5ème, il est essentiel de ne pas se contenter d’écrire « 320 – 120 = 200 ». Vous devez expliciter ce que vous calculez en utilisant des lettres (symboles) avant de mettre les chiffres. C’est ce qu’on appelle le calcul littéral.

Normes de Laboratoire

Pour que cette mesure soit valide, le bécher utilisé pour la tare doit être :
1. Propre : Pas de résidus d’une expérience précédente.
2. Sec : Si le bécher contient déjà des gouttes d’eau avant de commencer, la masse de la tare sera faussée !

Formule(s) à Appliquer

Relation mathématique

Nous cherchons à isoler la masse du liquide. Mathématiquement, cela se traduit par une soustraction :

Calcul de la Masse Nette

\text{Masse Nette} = \text{Masse Brute} – \text{Tare} \] Soit avec les notations de l’énoncé : \[ m_{\text{eau}} = m_{\text{total}} – m_{\text{vide}}

Hypothèses de travail

Nous supposons que :

La balance fonctionne parfaitement (elle a été étalonnée).
Rien n’a été ajouté dans le bécher à part l’eau (pas de poussière, pas d’objet tombé dedans).
L’évaporation de l’eau pendant la pesée est négligeable (cela prendrait des heures pour perdre 1g).

Donnée(s) Extraites

Paramètre	Symbole	Valeur	Unité	Source
Masse totale (plein)	\(m_{\text{total}}\)	320	\(\text{g}\)	Mesure B
Masse contenant (vide)	\(m_{\text{vide}}\)	120	\(\text{g}\)	Mesure A

Astuces Pratiques

Bouton TARE : Sur une balance électronique moderne, si vous appuyez sur le bouton « TARE » après avoir posé le bécher vide, la balance affiche « 0.0 g ». Ensuite, en versant l’eau, la balance affichera directement « 200 g ». La balance fait la soustraction pour vous ! Ici, dans l’exercice, on vous demande de refaire ce calcul à la main pour vérifier que vous avez compris la logique.

Schémas Situation Initiale (Avant Calcul)

Étape 1 : Pesée brute (Tout)

Étape 2 : Tare (Contenant seul)

Calcul(s) Détaillé(s)

1. Vérification des unités

Toutes les masses sont données en grammes (g). C’est parfait, nous pouvons les soustraire directement sans conversion préalable.

2. Application Numérique

On remplace les lettres par les valeurs :

\begin{aligned} m_{\text{eau}} &= 320 – 120 \\ m_{\text{eau}} &= 200 \end{aligned}

Le résultat de la soustraction est 200.

N’oubliez jamais l’unité à la fin ! Un chiffre seul en physique ne veut rien dire. Est-ce 200 kg ? 200 tonnes ? Non, ce sont des grammes.

Résultat : \( m_{\text{eau}} = 200 \text{ g} \)

Schémas Validation (Visualisation du Résultat)

Opération Mentale

Réflexions et Vérification

Est-ce que 200g est un résultat cohérent ?
Oui : Un verre d’eau standard contient environ 20 cl, soit 200 mL. Comme 1 mL d’eau pèse 1 g, cela fait bien 200 g.
Vérification signe : Le résultat est positif (\(320 > 120\)). Si vous aviez trouvé un chiffre négatif, c’est que vous auriez inversé les termes de la soustraction !

Points de vigilance

Erreur classique : Oublier de soustraire la masse du contenant. Si vous dites que la masse de l’eau est 320g, c’est comme si vous disiez que le verre est en apesanteur (poids nul) !

Points à Retenir

Pour mesurer la masse d’un liquide ou d’une poudre :

On utilise toujours un récipient.
La Tare est la masse de ce récipient vide.
Masse Nette = Masse Totale – Tare.

Le saviez-vous ?

Le mot « Tare » vient de l’arabe « tarḥ » qui signifie « rejet » ou « déduction ». C’est littéralement ce qu’on rejette du poids total.

FAQ (Foire Aux Questions)

Peut-on utiliser la fonction « Tare » en cours d’expérience ?

Oui ! Si vous avez déjà mis l’eau (200g) et que vous voulez ajouter 15g de sel, vous pouvez refaire « TARE ». La balance revient à 0, et vous n’avez plus qu’à verser le sel jusqu’à voir 15g.

Que faire si le bécher est mouillé avant de commencer ?

Il faut le sécher ! Sinon, les gouttes d’eau déjà présentes seront comptées dans la tare, mais elles feront partie du liquide final, ce qui faussera le calcul de l’eau que VOUS avez ajoutée.

Le résultat final est 200 g.

A vous de jouer
Si le bécher plein pesait 450 g, quelle serait la masse de l’eau ? (Sachant que le bécher vide fait toujours 120g).

📝 Mémo Rapide
Tare = Zéro. Masse Totale – Vide = Contenu.

Question 2 : Masse totale de la solution

Principe Fondamental : La Conservation de la Matière

La question qui se pose est : « Le sucre pèse-t-il toujours quelque chose une fois qu’il est dissous et invisible ? ».
La réponse est oui, absolument. En sciences physiques, la dissolution est un mélange, pas une disparition. Les molécules de sucre sont simplement séparées les unes des autres et dispersées dans l’eau. Comme elles sont toujours présentes dans le récipient, leur masse s’ajoute intégralement à celle de l’eau.

Mini-Cours : La Loi de Lavoisier

Antoine Lavoisier (1743-1794), considéré comme le père de la chimie moderne, a formulé ce principe célèbre : « Rien ne se perd, rien ne se crée, tout se transforme. »

Appliqué à notre expérience :
– Rien ne se perd : Aucun atome de sucre ne s’est évaporé.
– Rien ne se crée : Aucune matière n’est apparue par magie.
– Tout se transforme : Le sucre solide est devenu du sucre dissous (aqueux), mais il pèse toujours le même poids.

Remarque Pédagogique : L’Analogie du Cartable

Imaginez un élève qui pèse 40 kg. Il porte un cartable vide. On met un livre de 1 kg dans son cartable.

Une fois le livre dans le cartable, on ne le voit plus (il est caché).
Pourtant, si l’élève monte sur une balance, il pèsera bien 41 kg (40 + 1).

Pour le bécher, c’est pareil : l’eau est le cartable, le sucre est le livre. Même caché (dissous), le sucre pèse sur la balance.

Formule(s) à Appliquer

L’Additivité des Masses

Puisque la masse se conserve, la masse finale est strictement égale à la somme des masses introduites.

m_{\text{solution}} = m_{\text{solvant}} + m_{\text{soluté}} \] Dans notre cas : \[ m_{\text{totale}} = m_{\text{eau}} + m_{\text{sucre}}

Donnée(s) Extraites

Composant	Rôle	Masse	Origine de la valeur
Eau	Solvant	200 g	Résultat de la Question 1
Sucre	Soluté	15 g	Donnée de l’énoncé (Mesure C)

Astuces

Vérification des unités : Avant d’additionner, vérifiez toujours que les deux valeurs sont dans la même unité (ici des grammes). On n’additionne pas des kilogrammes avec des grammes sans convertir !

Schémas Situation Initiale

Ingrédients séparés

Calcul Principal Détaillé

On effectue une simple addition :

\begin{aligned} m_{\text{solution}} &= 200 + 15 \\ m_{\text{solution}} &= 215 \end{aligned}

Le résultat est donc de 215 grammes. La masse a augmenté de la valeur exacte du sucre ajouté.

Schémas Validation

Résultat : Solution Finale

Points de vigilance (Le Piège !)

⚠️ Ne confondez pas MASSE et VOLUME !

C’est l’erreur n°1.
Pour la MASSE : 200g + 15g = 215g (VRAI, toujours).
Pour le VOLUME : 200mL + 15mL ≠ 215mL (FAUX, souvent).

Pourquoi ? Parce que les molécules de sucre sont petites et peuvent se glisser dans les espaces vides entre les molécules d’eau. Le volume final augmente un peu, mais moins que la somme des deux volumes. C’est comme mélanger un seau de sable et un seau d’eau : le sable ne fait pas déborder l’eau instantanément, il comble les trous !

Le saviez-vous ?

Cette loi de conservation s’applique aussi aux gaz ! Si vous laissez une bouteille d’eau gazeuse ouverte sur une balance, sa masse va diminuer petit à petit. Ce n’est pas l’eau qui disparait, c’est le gaz (CO2 dissous) qui s’échappe dans l’air. La matière s’est juste déplacée.

FAQ

Et si on chauffe, la masse change-t-elle ?

Si le bécher est fermé hermétiquement, non. Si le bécher est ouvert, l’eau va s’évaporer sous forme de vapeur. La masse du liquide diminuera, mais la masse totale (liquide + vapeur dans la pièce) reste la même. Rien ne se perd !

La masse de la solution est de 215 g.

A vous de jouer
Si j’ajoute 5g de sel dans cette même solution (qui pèse déjà 215g), quelle sera la nouvelle masse totale ?

📝 Mémo
Masse = Addition (Toujours). Volume = Variable (Souvent).

Question 3 : Volume de la solution (Le Piège !)

Principe Fondamental : La Non-Additivité des Volumes

C’est ici que l’intuition mathématique (« 1 + 1 = 2 ») se heurte à la réalité physique. Si vous mélangez 1 Litre d’eau et 1 Litre de sirop, vous n’obtiendrez pas exactement 2 Litres de boisson.
En chimie, contrairement à la masse, les volumes ne s’additionnent pas strictement. On appelle cela la non-additivité des volumes.

Mini-Cours : Le Modèle Particulaire (Zoom x 1 Milliard)

Pour comprendre, il faut imaginer la matière :

L’eau liquide est constituée de milliards de molécules (H₂O) qui bougent les unes sur les autres. Mais attention, elles ne sont pas parfaitement collées ! Il existe de minuscules espaces vides entre elles, appelés interstices ou lacunes.
Lorsque l’on verse le sucre, les molécules de sucre se dispersent.
Le phénomène clé : Une partie des molécules de sucre va venir se loger dans les trous laissés libres par les molécules d’eau (et inversement).

L’Analogie Ultime : Le Bocal de « Cailloux et Sable »

Imaginez l’expérience suivante pour visualiser l’invisible :

Prenez un grand bocal rempli à ras bord de grosses pierres (L’Eau).
Le bocal semble plein. Pourtant, on peut encore y verser un seau de sable fin (Le Sucre).
Le sable va couler et remplir les vides entre les pierres sans faire déborder le bocal !

En chimie, c’est pareil : le mélange final occupe moins de place que si les ingrédients étaient côte à côte. On parle de contraction de volume.

Formule(s) à Retenir

L’Inégalité des Volumes

Il ne faut jamais mettre un signe « égal » strict pour les volumes lors d’une dissolution.

V_{\text{total}} < V_{\text{solvant}} + V_{\text{soluté}}

Le volume total est (presque toujours) inférieur à la somme des volumes séparés.

Astuces : Pourquoi est-ce négligé parfois ?

Pour de petites quantités de sucre dans beaucoup d’eau (comme ici, 15g dans 200g), la variation est très faible, presque invisible à l’œil nu sur un bécher peu précis. C’est pour cela qu’en cuisine, on ignore souvent ce détail. Mais pour un chimiste de précision, c’est une erreur de dire que ça s’additionne !

Schémas : Modèle Particulaire (Zoom microscopique)

L’occupation de l’espace (Les Trous)

Réponse à la question de réflexion

Non, le volume de la solution n’est pas exactement égal à la somme des volumes. Il sera très légèrement inférieur à cause de l’agencement des molécules.
C’est pour cette raison que les chimistes préfèrent préparer des solutions en utilisant des fioles jaugées (volume final précis) ou en travaillant par pesée (masse précise), plutôt que d’additionner des volumes.

Le saviez-vous ?

L’expérience de l’alcool : Si on mélange 50 mL d’eau et 50 mL d’éthanol (alcool), on obtient environ 96 mL de mélange ! Il « manque » 4 mL. C’est l’exemple le plus frappant de la contraction de volume.

Conclusion : Les volumes ne s’additionnent pas.

Vrai ou Faux ?
Si je verse 100mL de billes et 100mL de sable dans un verre doseur, j’aurai 200mL au total.

📝 Mémo
Masse = Conservée (Sûre). Volume = Variable (Piège).

Question 4 : Type de mélange

Principe Fondamental : L’Observation Visuelle

Pour qualifier un mélange, le chimiste utilise d’abord ses yeux. Il observe l’aspect final du liquide après agitation et repos.
La question à se poser est simple : « Est-ce que je vois plusieurs matières distinctes ou une seule ? »
Cependant, cette observation macroscopique (à l’œil nu) est la conséquence directe de l’arrangement microscopique des molécules.

Mini-Cours : Classification des Mélanges

On classe les mélanges en deux grandes familles selon leur aspect :

1. Le Mélange Homogène (Homo = Même) :
Les constituants sont indiscernables à l’œil nu. Le mélange présente un aspect uniforme (une seule couleur, une seule texture). On dit qu’il n’y a qu’une seule phase.
Exemples : Eau salée, sirop à l’eau, thé infusé (filtré), l’air que l’on respire, les alliages comme le bronze.
2. Le Mélange Hétérogène (Hétéro = Différent) :
On peut distinguer au moins deux constituants à l’œil nu. Le mélange n’est pas uniforme.
Exemples variés :
- Solide dans liquide : Eau + Sable (suspension ou dépôt au fond).
- Liquide dans liquide : Eau + Huile (l’huile flotte, on dit qu’ils ne sont pas miscibles).
- Gaz dans liquide : Boisson gazeuse (on voit les bulles).

Analyse de notre expérience

Dans le cas de notre boisson énergisante, après avoir agité l’eau et le sucre :

Observation	Interprétation	Conclusion
Le liquide est transparent, limpide et uniforme partout.	Le sucre est totalement dissous (dispersé moléculairement).	Mélange Homogène
(Contre-exemple) On voit des grains blancs au fond.	Le sucre n’est pas dissous (Saturation).	Mélange Hétérogène

Astuces de Pro : Le Test de la Lumière

Parfois, il est difficile de savoir si c’est parfaitement homogène. Une astuce de laboratoire consiste à placer un texte derrière le bécher ou à faire passer un rayon lumineux.
– Si le texte est lisible sans être flou : Le mélange est Homogène (Limpide).
– Si le liquide est trouble ou laiteux : Le mélange est Hétérogène (c’est une suspension de particules microscopiques qui diffusent la lumière).

Schémas de comparaison : Ce qui se passe vraiment

Mélange Homogène (Réussite)

Mélange Hétérogène (Ex: Eau + Sable)

Points de vigilance (Confusion Fréquente)

Homogène ne veut pas dire « Corps Pur » !
C’est une erreur très courante chez les étudiants.

L’eau minérale est homogène (on ne voit rien), mais c’est un mélange (Eau + Minéraux dissous).
L’air est homogène (invisible), mais c’est un mélange complexe (Azote + Oxygène + Argon…).
Un Corps Pur n’est constitué que d’une seule sorte de molécules (ex: eau distillée).

Le saviez-vous ? Les faux-amis

Le lait, la mayonnaise ou le sang semblent homogènes à l’œil nu. Pourtant, si on les regarde au microscope, on voit des gouttelettes de gras ou des cellules ! On les appelle des colloïdes ou des émulsions. Scientifiquement, ils sont hétérogènes à l’échelle microscopique, même s’ils paraissent unis.

C’est un mélange homogène.

A vous de jouer
L’eau et le sirop de menthe forment-ils un mélange homogène ou hétérogène ?

📝 Mémo
Homogène = 1 seule phase visible (Limpide). Hétérogène = Plusieurs phases (Trouble/Dépôt).

Question 5 : La Limite de Saturation

Principe Fondamental : La Capacité d’Accueil Finie

L’eau est un excellent solvant, mais elle n’est pas magique ! Elle ne peut pas dissoudre une quantité infinie de solide. Il existe une limite physique indépassable pour chaque couple soluté/solvant à une température donnée.

Analogie du Bus : Imaginez que l’eau soit un bus et les molécules de sucre des passagers.
Au début, le bus est vide, les passagers entrent facilement. Mais quand tous les sièges sont occupés et que l’allée est bondée, plus personne ne peut monter. Les passagers restants doivent rester sur le trottoir.
En chimie, le « trottoir », c’est le fond du bécher !

Question 6 : Extension – La Saturation (Le pas de trop)

Mise en situation : L’élève distrait

L’énoncé nous dit qu’un élève verse 500 g de sucre dans les 200 mL d’eau. Pour visualiser, 500g de sucre, c’est la moitié d’un paquet standard ! C’est une quantité énorme par rapport au petit volume d’eau. L’intuition nous dit que « ça ne va pas rentrer ». La chimie nous explique pourquoi.

Principe Physique : La Capacité d’Accueil Finie

L’eau est un solvant puissant, mais elle n’est pas magique. Elle possède une limite de solubilité. Une fois cette limite atteinte, on dit que la solution est saturée.

Approfondissement Microscopique : L’Analogie des « Taxis Moléculaires »

Comment ça marche vraiment ?

Imaginez que chaque molécule de sucre (le passager) a besoin d’être entourée par une escorte d’environ 5 à 10 molécules d’eau (les taxis) pour flotter et être dissoute. C’est ce qu’on appelle la sphère d’hydratation.

Début : Il y a plein de molécules d’eau libres. Elles se jettent sur le sucre et l'emportent.
Milieu : De plus en plus de molécules d’eau sont « occupées » à faire le taxi pour le sucre déjà dissous.
Fin (Saturation) : Il n’y a plus aucune molécule d’eau libre ! Les molécules de sucre restantes ne trouvent pas de taxi. Elles sont obligées de rester immobiles au fond du récipient.

La Preuve par le Calcul (Démonstration rigoureuse)

Vérifions mathématiquement si la limite est franchie.

Donnée	Valeur	Source
Volume d’eau	\( V_{\text{eau}} = 0,2 \text{ L} \)	(200 mL convertis)
Solubilité du sucre	\( s_{\text{sucre}} \approx 2000 \text{ g/L} \)	Donnée scientifique (à 20°C)
Masse versée	\( m_{\text{versée}} = 500 \text{ g} \)	Énoncé

Étape 1 : Calcul de la capacité maximale du bécher

Combien de grammes d’eau ce volume peut-il « porter » au maximum ?

\begin{aligned} m_{\text{max}} &= s_{\text{sucre}} \times V_{\text{eau}} \\ m_{\text{max}} &= 2000 \times 0,2 \\ m_{\text{max}} &= 400 \text{ g} \end{aligned}

Verdict : Notre eau ne peut accepter que 400 g de sucre dissous, pas un gramme de plus.

Étape 2 : Le Bilan de Matière

On compare ce qu’on a versé avec ce qui est possible.

500 \text{ g (versés)} > 400 \text{ g (possibles)}

La limite est dépassée. L’excédent va former un dépôt solide au fond.

Étape 3 : Calcul du Dépôt (Le Précipité)

\begin{aligned} m_{\text{dépôt}} &= m_{\text{versée}} – m_{\text{max}} \\ m_{\text{dépôt}} &= 500 – 400 \\ m_{\text{dépôt}} &= 100 \text{ g} \end{aligned}

Observation Finale (Ce qu’on voit)

Attention à la description :

Le liquide au-dessus est limpide mais épais (c’est un sirop saturé).
Au fond, on voit un tas de sucre blanc de 100g qui ne bouge pas.
Conclusion : Le mélange est devenu HÉTÉROGÈNE (car on voit deux choses : le liquide et le solide).

Schéma de la Saturation

Coupe transversale du bécher

Le saviez-vous ? L’Équilibre Dynamique

À l’échelle microscopique, ce n’est pas figé ! Même à saturation, des molécules de sucre du dépôt continuent de se dissoudre, MAIS exactement le même nombre de molécules dissoutes se « recristallisent » et retombent au fond au même moment.
C’est comme dans un magasin bondé : pour qu’une personne puisse entrer (se dissoudre), une autre doit sortir (cristalliser). Le nombre total de personnes à l’intérieur reste constant (400g).

Comment « tricher » avec la nature ? (Facteurs d’influence)

Si l’on veut absolument dissoudre ces 100g restants, il existe deux solutions :

La Dilution : Ajouter de l’eau. En rajoutant des « taxis » (molécules d’eau), on peut prendre en charge les passagers restants.
La Chaleur : Chauffer la solution. La chaleur agite les molécules d’eau, les écarte les unes des autres et les rend plus « agressives ». La solubilité du sucre augmente énormément avec la température (on peut dissoudre près de 4kg de sucre dans 1L d’eau bouillante !). C’est le principe du caramel et des confitures.

Résultat : Solution Saturée + Dépôt de 100g.

Expérience Virtuelle
Utilisez le simulateur ci-dessous :
1. Poussez le curseur « Sucre » à 500g (zone rouge).
2. Observez le dépôt blanc apparaître.
3. Activez le bouton « Chauffer » 🔥 : la limite de solubilité augmente, et le dépôt disparaît !

📝 Mémo
Trop de soluté = Saturation = Mélange Hétérogène.

Synthèse Détaillée et Bilan de l’Exercice

Cette section récapitule l’ensemble de la démarche scientifique suivie. Elle met en lumière la distinction fondamentale entre deux grandeurs physiques souvent confondues : la masse et le volume. Analysons étape par étape ce qui se produit au niveau macroscopique (ce que l’on voit) et microscopique (ce qui se passe entre les molécules).

1. État Initial : Les Ingrédients Séparés

Avant le mélange, nous disposons de deux substances distinctes :

Le Solvant (Eau) : Une masse de 200g. À l’échelle moléculaire, les molécules d’eau sont mobiles mais restent proches les unes des autres (état liquide).
Le Soluté (Sucre) : Une masse de 15g. À l’état solide, les molécules de sucre sont empilées de façon ordonnée et compacte (cristal).

Calcul de masse théorique : Si on pose les deux sur la balance sans les mélanger, la masse totale est déjà de \( 200 + 15 = 215 \text{g} \).

2. La Transformation : Le Mécanisme de Dissolution

Lorsqu’on introduit le sucre dans l’eau, une interaction physique se produit. Ce n’est pas une « disparition » magique !

Les molécules d’eau, très nombreuses, viennent « attaquer » le cristal de sucre. Elles entourent chaque molécule de sucre individuellement et l'emmènent se promener dans tout le liquide. C’est ce qu’on appelle la dispersion.

Pourquoi ne voit-on plus le sucre ? Parce que les cristaux (visibles à l’œil nu) ont été séparés en molécules individuelles (invisibles à l’œil nu car infiniment petites).

3. État Final : Bilan Physique

✅ Conservation de la Masse

Aucune molécule n’a été détruite ni créée. Elles ont juste changé de place.

Conclusion : La masse finale est strictement égale à la somme des masses initiales.
215 g = 215 g

❌ Non-Additivité du Volume

Les molécules de sucre se glissent dans les petits espaces vides entre les molécules d’eau.

Conclusion : Le volume final est souvent légèrement inférieur à la somme des volumes initiaux.
V_total < V_eau + V_sucre

Analogie pour comprendre le Volume

Imaginez un grand seau rempli de ballons de basket (représentant l’eau). Si vous versez un seau de balles de tennis (le sucre) par-dessus :

Les balles de tennis vont rouler et combler les trous entre les ballons de basket.
Le niveau total montera un peu, mais beaucoup moins que si vous aviez mis les balles de tennis à côté.

C’est exactement ce qui se passe lors de la dissolution !

📝 Grand Mémo : Ce qu’il faut retenir absolument

Voici la synthèse approfondie et détaillée des concepts fondamentaux de ce chapitre. Prenez le temps de bien lire chaque section pour maîtriser le vocabulaire et les phénomènes physiques.

🔑
Point Clé 1 : Le Vocabulaire de la Dissolution
En chimie, la précision des mots est essentielle. Une dissolution est l’action de mélanger une espèce chimique dans un liquide pour obtenir un mélange homogène.
- Le Soluté : C’est l’espèce chimique (solide, liquide ou gaz) qui est dissoute. C’est généralement le composant présent en plus petite quantité (ex: le sucre, le sel, le gaz carbonique).
- Le Solvant : C’est le liquide qui dissout le soluté. Il est présent en grande quantité. Si le solvant est de l’eau, on parle de solution aqueuse.
- La Solution : C’est le mélange homogène obtenu à la fin.
  Formule littérale : Solution = Solvant + Soluté dissous.
⚖️
Point Clé 2 : Conservation de la Masse (Loi de Lavoisier)
C’est la règle d’or de la chimie : la masse se conserve toujours lors d’une dissolution.

Si vous dissolvez 10g de sucre dans 100g d’eau, la solution pèsera exactement 110g. Les molécules de sucre ne disparaissent pas ; elles se dispersent simplement dans l’eau et deviennent invisibles à l’œil nu, mais leur masse reste présente sur la balance.

m_solution = m_solvant + m_soluté

⚠️ Attention au piège du Volume : Contrairement à la masse, les volumes ne s’additionnent pas parfaitement (100mL d’eau + 10mL de sucre < 110mL). Fiez-vous toujours à la masse !
🔥
Point Clé 3 : Ne confondez pas « Fondre » et « Dissoudre » !
C’est l’erreur la plus fréquente. Il faut bien distinguer le phénomène physique (chaleur) du phénomène chimique (mélange).

FONDRE (Fusion)
Passage de l’état solide à liquide sous l’effet de la chaleur.
Exemple : Un glaçon fond au soleil, le fromage fond sur la pizza. Pas besoin d’ajouter de l’eau.

DISSOUDRE (Dissolution)
Dispersion d’un solide dans un liquide (solvant).
Exemple : Le sucre dans le café, le sel dans l’eau des pâtes. Le sucre ne « fond » pas dans le café, il se dissout !
🧪
Point Clé 4 : Saturation et Homogénéité
Une solution est dite homogène lorsque l’on ne peut plus distinguer les constituants à l’œil nu (le liquide est limpide). Mais il y a une limite !

Si l’on ajoute trop de soluté, le solvant ne peut plus le dissoudre : on atteint la saturation. Le surplus de solide tombe au fond du récipient, et le mélange devient alors hétérogène.
Note : On peut repousser cette limite en chauffant le solvant (comme vu dans le simulateur).

« La matière ne disparaît pas, elle se transforme. » (Antoine Lavoisier)

📚 Glossaire

Dissolution

Ne pas confondre avec la fusion ! C’est un phénomène physico-chimique où un soluté est dispersé dans un solvant. Cela implique des interactions entre les molécules du solvant et celles du soluté (solvatation).

Soluté

C’est la substance qui est dissoute. Elle est présente en plus petite quantité que le solvant.

Exemples : Le sel (solide ionique), le sucre (solide moléculaire), le dioxyde de carbone dans les boissons gazeuses (gaz), l’éthanol dans une boisson alcoolisée (liquide).

Solvant

C’est la substance liquide qui dissout le soluté. Elle est présente en plus grande quantité.

Le Roi des solvants : L’eau. On parle alors de solution aqueuse. D’autres solvants existent (acétone, éthanol, white spirit) pour dissoudre ce que l’eau ne peut pas dissoudre (comme les graisses ou vernis).

Solution

C’est le mélange obtenu. Si le mélange est homogène, on parle de solution vraie.

Conservation : La masse de la solution est toujours égale à la somme masse solvant + masse soluté.
Couleur : Une solution peut être colorée (sirop de menthe) tout en restant limpide (transparente).

Saturation

C’est l’état limite d’une solution.

Mécanisme : Toutes les molécules de solvant sont « occupées » à entourer les molécules de soluté déjà présentes. Elles ne peuvent plus en accepter d’autres.
Conséquence : Tout ajout supplémentaire de soluté ne se dissout pas et tombe au fond (corps de fond ou précipité). Le mélange devient hétérogène.

Solubilité

C’est la capacité maximale de dissolution d’un soluté dans un solvant donné, à une température donnée.

Unité : Elle s’exprime souvent en grammes par litre (g/L).
Influence : La température augmente souvent la solubilité des solides (on dissout plus de sucre dans le café chaud) mais diminue celle des gaz (le soda chaud perd son gaz).

Homogène

Mélange dont on ne peut distinguer les constituants à l’œil nu (ni même souvent au microscope optique).

Aspect : Une seule phase visible. Le liquide est limpide (la lumière passe à travers sans être diffusée).

Hétérogène

Mélange où l’on peut distinguer au moins deux constituants à l’œil nu.

Exemples : Eau + Huile (deux liquides non miscibles), Eau boueuse (particules solides en suspension), Solution saturée (liquide + solide au fond).

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BOÎTE À OUTILS

Titre Outil

À DÉCOUVRIR SUR LE SITE

Contexte et Introduction

🏃‍♂️ Le Scénario : Un Besoin Physiologique Réel

⚗️ La Mission du Chimiste : De la Cuisine à la Science

🔑 Les Rôles Chimiques Définis

🎯 L’Enjeu de l’Exercice : La Conservation

Objectifs Pédagogiques

🧠 1. Maîtriser les Concepts et le Vocabulaire (Savoirs)

✋ 2. Acquérir des Compétences Techniques (Savoir-Faire)

🔎 3. Développer l’Esprit Scientifique (Savoir-Être)

5. Énoncé Détaillé et Données Expérimentales

📖 Le Scénario : Mission Hydratation

⚗️ Le Matériel du Laboratoire

📋 Le Protocole Expérimental Suivi

📝 Relevés de Mesures (Cahier de Labo)

📸 Visualisation des Pesées

Le Solvant (Eau)

Le Soluté (Sucre)

❓ Travail à Faire (Questions)

Les bases théoriques approfondies

1. Le Phénomène de Dissolution (Aspect Microscopique)

2. La Loi de Conservation de la Matière

3. Homogénéité, Saturation et Corps Pur

Correction : Préparation d’une Boisson Énergisante

Question 1 : Calculer la masse de l’eau

Principe Fondamental : La Mesure Indirecte

Mini-Cours : Le Vocabulaire de la Pesée

Remarque Pédagogique

Normes de Laboratoire

Formule(s) à Appliquer

Hypothèses de travail

Donnée(s) Extraites

Astuces Pratiques

Schémas Situation Initiale (Avant Calcul)

Étape 1 : Pesée brute (Tout)

Étape 2 : Tare (Contenant seul)

Calcul(s) Détaillé(s)

1. Vérification des unités

2. Application Numérique

Schémas Validation (Visualisation du Résultat)

Opération Mentale

Réflexions et Vérification

Points de vigilance

Points à Retenir

Le saviez-vous ?

FAQ (Foire Aux Questions)

Question 2 : Masse totale de la solution

Principe Fondamental : La Conservation de la Matière

Mini-Cours : La Loi de Lavoisier

Remarque Pédagogique : L’Analogie du Cartable

Formule(s) à Appliquer

Donnée(s) Extraites

Astuces

Schémas Situation Initiale

Ingrédients séparés

Calcul Principal Détaillé

Schémas Validation

Résultat : Solution Finale

Points de vigilance (Le Piège !)

⚠️ Ne confondez pas MASSE et VOLUME !

Le saviez-vous ?

FAQ

Question 3 : Volume de la solution (Le Piège !)

Principe Fondamental : La Non-Additivité des Volumes

Mini-Cours : Le Modèle Particulaire (Zoom x 1 Milliard)

L’Analogie Ultime : Le Bocal de « Cailloux et Sable »

Formule(s) à Retenir

Astuces : Pourquoi est-ce négligé parfois ?

Schémas : Modèle Particulaire (Zoom microscopique)

L’occupation de l’espace (Les Trous)

Réponse à la question de réflexion

Le saviez-vous ?

Question 4 : Type de mélange

Principe Fondamental : L’Observation Visuelle

Mini-Cours : Classification des Mélanges

Analyse de notre expérience

Astuces de Pro : Le Test de la Lumière