Solutions aqueuses et concentration : cours de CAP

Dans la vie courante, tu rencontres des solutions partout : une boisson sucrée, de l'eau salée, un produit d'entretien dilué, un sirop. Deux boissons peuvent contenir le même sucre et pourtant n'avoir ni le même goût ni la même force, parce que la quantité de sucre n'est pas la même par litre. Cette idée de quantité rapportée à un volume s'appelle la concentration.

Dans ce cours, tu vas apprendre à :

• reconnaître une solution aqueuse et nommer ses constituants ;
• calculer une concentration en masse et une concentration en quantité de matière ;
• convertir correctement les unités de volume ;
• préparer une solution par dissolution, puis par dilution ;
• savoir lire une échelle de teinte pour estimer une concentration.

Tu t'appuies sur deux notions déjà vues : les corps purs et mélanges, et les atomes, molécules et ions. Si tu sais qu'un mélange peut être homogène et qu'une espèce chimique peut être une molécule ou un ion, tu as tout ce qu'il faut pour commencer.

Le soluté peut être un solide (sel, sucre), un liquide ou un gaz. Quand il est dissous, il est dispersé sous forme de molécules ou d'ions au milieu des molécules d'eau. Tu retrouves ici la notion d'ions vue avant : le sel de cuisine, par exemple, se dissout en donnant des ions dans l'eau.

Une solution aqueuse n'est pas seulement un mélange « pour le plaisir de la chimie ». L'eau est le milieu où ont lieu un très grand nombre de transformations chimiques, y compris l'altération des métaux comme la rouille du fer, que l'on regroupe sous le nom de corrosion aqueuse ⁴.

Cette grandeur est utile quand on pèse le soluté avec une balance. Elle te dit directement « combien de grammes dans un litre ». On peut aussi l'utiliser à l'envers : si tu connais $t$ et le volume, tu trouves la masse à peser :

$m = t \times V$

Par exemple, pour préparer 2,0 L d'une solution à 15 g/L, il faut $m = 15 \times 2{,}0 = 30$ g de soluté.

Les chimistes comptent souvent les entités chimiques (molécules, ions) plutôt que de les peser, car les réactions se font « entité par entité ». On utilise alors la quantité de matière $n$, mesurée en moles (mol).

Au laboratoire, on écrit souvent M à la place de mol/L. Un flacon d'acide chlorhydrique contenant 0,1 mol de soluté par litre peut donc porter l'étiquette « HCl 0,1 M » ⁵. Cette notation courante n'est pourtant pas celle que recommande l'IUPAC.

La plupart des erreurs de calcul sur les concentrations viennent d'un volume mal converti. Les formules $C = n/V$ et $t = m/V$ s'utilisent avec un volume en litres. Or la verrerie du laboratoire est souvent graduée en millilitres.

Pour obtenir une solution d'une concentration choisie à partir d'un soluté solide, on le dissout dans l'eau. Les ressources de la voie professionnelle travaillent ce geste en première de bac pro : l'élève fabrique d'abord une solution à la concentration molaire voulue, puis passe à la dilution ³. En CAP, tu retiens surtout la démarche. Elle reste identique si la concentration est exprimée en masse.

Quand on ajoute de l'eau, on n'ajoute pas de soluté. La quantité de matière de soluté prélevée dans la solution mère se retrouve donc entièrement dans la solution fille. Seul le volume change, donc la concentration baisse.

Certaines solutions ont une couleur, comme celles de sulfate de cuivre. Plus le soluté coloré est abondant, plus la teinte est intense. On profite de ce lien pour estimer une concentration inconnue. Une ressource destinée à la voie professionnelle propose de mesurer par photométrie la concentration d'une solution colorée, en s'aidant d'une échelle de teinte ³.

Prends l'habitude d'écrire chaque calcul en trois temps : la formule littérale, le remplacement par les valeurs avec leurs unités, puis le résultat. Cette présentation te fait gagner des points à l'examen, car elle montre ta démarche même si une erreur se glisse dans la calculatrice.