Cours de biophysique Chapitre 2. Généralités sur les solutions aqueuses 1.
Introduction : solution » si ce mélange est -à-dire si les molécules constituant le mélange ou les ions provenant de la dissociation de molécules sont répartis de façon homogène. Le plus souvent, une substance est plus abondante que toutes les autres et est appelée " solvant ». les autres substances sont appelées " solutés ».
Dans les milieux est appelée solution aqueuse. 2.
Classification des solutions : Il est possible de mettre en solution : un solide dans un liquide : du sucre dans un liquide dans un autre quand ils sont miscibles , un gaz dans un liquide un gaz dans un autre Une solution peut être : insaturée : une solution insaturée est une solution qui peut dissoudre plus de soluté à une température et une pression données (en ajoutant du soluté à la solution celui-ci se dissout), saturée : à une température et une pression données, le solvant ne peut plus dissoudre de soluté (en ajoutant du soluté à la solution, celui-ci ne se dissout pas et se dépose), sursaturée une température donné. Notons que certains couples de substances peuvent être complètement miscibles 3.Concentrations de solution : Une fois connules proportions relatives.
La concentration définit la quantité de soluté contenue dans un volume (ou une masse) donné de solution ou de solvant. 2.1.
Fraction molaire (ou % molaire) : La fraction molaire Ni du composé " i » (sans unité) est le rapport du nombre ni de moles du composé " i », sur le nombre total de moles de tous les composés (solvant + solutés) présents dans la solution : Ni = ୬୬ = ୬σ୬ౠ(sans unité) Par exemple, dans une solution de deux substances A (nombre de moles nA) et B (nombre de moles nB), la fraction molaire de A est : NA= ୬ఽ୬ఽା ୬ా , celle de B est : NB= ୬ా୬ఽା ୬ా , Nous pouvons remarquer : NA + NB = ୬ఽ୬ఽା ୬ా + ୬ా୬ఽା ୬ా = ୬ఽା ୬ా୬ఽା ୬ా = 1 A = 1 NB et NB = 1 NA. 2.2.
Fraction massique (ou % massique) : La fraction massique Mi du composé i est le rapport de la masse mi du composé i à la masse totale m de la solution. Mi = ୫୫ = ୫σ୫ౠ (sans unité) Par exemple, dans une solution de deux substances A et B : MA = ୫ఽ୫ఽା ୫ా et MB = ୫ా୫ఽା ୫ా 2.3.
Fraction volumique (ou % volumique) : La fraction volumique Vi du composé i est le rapport du volume du composé i à la somme des volumes V tous les composés. Vi = ୴ = ୴σ୴ౠ 2.4.
Concentration pondérale : La concentration pondérale désigne le rapport de la masse de soluté dans la solution au volume total de la 3, en g/l ou mg/l. Pour un soluté i la concentration pondérale est donc le rapport entre la masse mi du soluté et le volume V de la solution. Concentration pondérale : Cp = ୫ : une solution aqueuse de glucose à 5 % désigne une solution contenant 5 g de glucose pour 100 g de solution, soit 50 g/l. 2.5.
Concentration molaire ou molarité : La molarité exprime le nombre ni mol/m3 ou en mol/l. Molarité : C = ୬ Puisque ni= ୫ , nous avons C = ୫ = େౌ 2.
Concentration molale ou molalité : La molalité exprime la quantité (nombre de moles) ni mol/kg.
Molalité : b = ୬୫ normales est égal à 1 litre. 2.7.
Concentration osmolaire ou osmolarité : Dans une solution, les molécules de solutés ou les ions qui proviennent de la dissociation de ces molécules se déplacent les uns par rapport aux autres.
Chaque molécule ou chaque ion constitue une " unité cinétique ». Une osmole (osm) A.
Par conséquent, on définit. Osmolarité Ȧ୬୭୫ୠ୰ୣ ୢᇱ୭ୱ୫୭୪ୣୱ୴୭୪୳୫ୣ ୢୣ ୪ୟ ୱ୭୪୳୲୧୭୬ = ୬౩ౣ où nosm est la quantité osmolaire (exprimée en mosmol) et V le volume de la solution (exprimé en litre). st additive : 1 mol de Na+ et 1 mol de Cl- NaCl) représentent 2 osmoles. d à la fois de la Į : Įmolécule. nosm est : nosm = nsolĮ 1)), avec nsol = quantité de soluté. : Ȧ୬౩ౣ = ୬౩ౢ Į 1)) = c.i où Į 1)) est le coe c = molarité 2.8.
Concentration équivalente : La grande majorité des sels minéraux et des composés organiques en solution aqueuse se dissocient plus ou moins en ions.
La notion de concentration équivalente permet de connaître la quantité (exprimée en équivalents (Eq)) de charges électriques présentes dan i possède la valence Zi, sa concentration équivalente est |Zi|[Xi] où [Xi] désigne sa concentration molaire. Par exemple, dans une solution à 10 mmol/l de CaCl2 et 5 mmol/l de CaCO3, nous avons : molarité de CaCl2 : C1 = 10 mmol/l, molarité de CaCO3 : C2 = 5 mmol/. En admettant que ces quantités de soluté se dissocient totalement, nous avons : CaCl2 Ca2+ + 2Cl- CaCO3 Ca2+ + CCଷଶି Les concentrations ioniques molaires sont : [Ca2+] = C1 + C2 = 10 mmol/l + 5 mmol/l = 15 mmol/l. [Cl-] = 2C1 = 20 mmol/l. [CCଷଶି] = C2 = 5 mmol/l. Les concentrations équivalentes sont : |Z(Ca2+)|.[Ca2+] =ۄ+2ۄ|Z(Cl-)|.[Cl-] = ۄ-1ۄ|Z(CCଷଶି)|.[CCଷଶି] = ۄ-2ۄ Etant donné que les charges positives sont égales aux charges négatives, nous trouvons 30 mEq/l correspondant aux cations (charges positves) et (10+20=30 mEq/l) correspondant aux anions (charges négatives). concentration équivalente totale est : Ceq ŇZiŇ.[Xi] . Dans la solution précédente, la concentration équivalente totale vaut Ceq ɛ
