Solution (chimie)

Un article de Wikivisual, l'encyclopédie libre.

Pour les articles homonymes, voir Solution. Image:Disambig.svg

Cet article est une ébauche à compléter concernant la chimie, vous pouvez partager vos connaissances en le modifiant.

On appelle solution tout mélange homogène de deux ou plusieurs substances, initialement dans un état (solide, liquide, gazeux) identiques ou différentes.

Un liquide se « dissout » dans un gaz par évaporation ou vaporisation. Un solide se « dissout » dans un gaz par sublimation.

La substance majoritaire est appelée solvant, les substances minoritaires sont les solutés.

[modifier] Solution dans un gaz

On parle assez rarement de « solution » pour un gaz. Un mélange de gaz est en général homogène après un court instant, en raison de l'agitation thermique (voir les articles Mouvement brownien et Diffusion), mais il peut y avoir une stratification en présence d'un champ de gravité si la hauteur du contenant est importante.

Voir les articles Gaz, gaz parfait, Mélange homogène.

[modifier] Solution dans un liquide

La solution dans un liquide est l'exemple le plus connu.

[modifier] Solution solide

Voir aussi :

[modifier] Coexistence de phases

Une solution peut être

saturée : à une température et une pression données, une solution saturée est une solution qui ne peut plus dissoudre de soluté ;
insaturée : une solution insaturée est une solution qui peut dissoudre plus de soluté, aux conditions du système ;
sursaturée : une solution sursaturée est une solution contenant une plus grande quantité de soluté dissous que celle qui correspond à l'équilibre aux conditions du système.

[modifier] Proportion de phases et concentration

Soient l composants. La concentration du composant peut s'exprimer de plusieurs manières :

la fraction molaire N_i (sans unité ou %mol), qui est le rapport entre le nombre n_i de moles de i sur le nombre n total de moles
<math>N_i = \frac{n_i}{n} = \frac{n_i}{\sum_{j=1}^l n_j}</math> ;
le pourcentage massique M_i (sans unité ou %m), qui est le rapport entre la masse m_i de i sur la masse totale m
<math>M_i = \frac{m_i}{m} = \frac{m_i}{\sum_{j=1}^l m_j}</math>.

Dans le cas d'une solution liquide, on se ramène souvent à un volume de un litre de solution, et on définit :

la concentration molaire C_i (mol·L^-1), rapport entre le nombre de moles de i et le volume de liquide
<math>C_i = \frac{n_i}{v}</math> ;
la concentration massique τ_i, rapport entre la masse de i et le volume de liquide
<math>\tau_i = \frac{m_i}{v}</math> ;
le pourcentage volumique V_i (%vol) : dans le cas d'un mélange de liquides, c'est le volume v_i de i divisé par le volume total v
<math>V_i = \frac{v_i}{v} = \frac{v_i}{\sum_{j=1}^l v_j}</math>.

Dans le cas d'un gaz, on utilise

la pression partielle p_i, qui est la contribution de la phase i à la pression ;
le pourcentage volumique (sans unité ou %vol), qui est, dans les conditions de pression et de température fixées, le volume v_i que représenterait la phase i toute seule sur le volume total ; dans le cas de gaz parfaits, on montre aisément que le pourcentage volumique est égale à la pression partielle divisée par la pression totale p
<math>V_i = \frac{v_i}{v} = \frac{p_i}{p}</math>.

[modifier] Solution diluée, activité

On appelle une solution diluée le cas d'une solution pour laquelle la quantité de solutés est très inférieure à la quantité totale de solution. Si l'on désigne le solvant par l'indice s, on peut donc utiliser les approximations suivantes :

<math>n \simeq n_s</math>, <math>N_i \simeq \frac{n_i}{n_s}</math>, <math>N_s \simeq 1</math> ;

<math>m \simeq m_s</math>, <math>M_i \simeq \frac{m_i}{m_s}</math>, <math>M_s \simeq 1</math>.

Pour les solutions liquides :

<math>C_i \simeq \frac{n_i}{v_s}</math>, C_s est l'inverse du volume molaire du solvant ;

<math>\tau_i \simeq \frac{m_i}{v_s}</math>, τ_s' est la masse volumique du solvant ;

<math>v \simeq v_s</math>, <math>V_i \simeq \frac{v_i}{v_s}</math>, <math>V_s \simeq 1</math>

Dans le cas d'une solution diluée, le potentiel chimique est une fonction affine du logarithme de la concentration, pour une température fixée :

en solution liquide, <math>\mu_i(T,P) = \mu_i^0(T) + R \cdot T \cdot \ln(C_i)</math>, C_i étant exprimé en mol·L^-1 ;
en solution gazeuse, <math>\mu_i(T,P) = \mu_i^0(T) + R \cdot T \cdot \ln(p_i)</math>, p_i étant exprimé en atmosphère.

Lorsque l'on n'est plus en solution diluée (ou dans le cas de gaz, à haute pression, lorsque l'on ne peut plus faire l'approximation des gaz parfaits), il faut faire intervenir l'activité chimique a_i:

dans le cas d'une solution liquide, a_i = γ_i·C_i où γ_i est le coefficient d'activité de i ;
dans le cas d'une solution gazeuse, a_i = ƒ_i·p_i où ƒ_i est la fugacité.

Ceci est l'approche du point de vue « chimique » : on part de ce que l'on mesure bien (le volume, la masse…). D'un point de vue thermodynamique, on commence plutôt par définir l'activité, puis on établit que dans le cas des solutions diluées,

pour un liquide, l'activité d'un soluté vaut à peu près sa concentration molaire (liquide) et l'activité du solvant vaut 1 ;
pour un gaz, l'activité du soluté est pression partielle en atmosphère, un gaz ayant une pression partielle d'une atmosphère a une activité de 1 ;
pour un solide, l'activité vaut 1.