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Le chapitre Concentration et solutions électrolytiques est-il au programme du bac marocain ?

Oui, Concentration et solutions électrolytiques fait partie du programme officiel de 1ère Bac au Maroc et tombe régulièrement aux examens nationaux.

Les cours et exercices de Concentration et solutions électrolytiques sont-ils gratuits ?

Oui. Le cours, le résumé, les formules clés et les exercices corrigés de Concentration et solutions électrolytiques sont accessibles gratuitement sur AtlasPC.

Concentration et solutions électrolytiques — Résumé de cours

1ère Année Collège — AtlasPC.ma

Cours complet

Contenu du cours

1. Solution électrolytique

Une solution électrolytique (ou solution ionique) est une solution aqueuse qui contient des ions libres capables de se déplacer et donc de conduire le courant électrique. Elle est obtenue en dissolvant dans un solvant (généralement l'eau) une espèce chimique appelée soluté : un solide ionique comme le chlorure de sodium $N a C l$ , un composé moléculaire qui réagit avec l'eau comme le chlorure d'hydrogène $H C l$ , ou un gaz. La solution obtenue est électriquement neutre dans son ensemble, même si elle contient des porteurs de charge.

2. Dissolution d'un solide ionique

Lorsqu'un solide ionique $A_{x} B_{y}$ est introduit dans l'eau, les molécules d'eau (polaires) entourent les ions du cristal : c'est l'hydratation. Les ions sont ensuite arrachés à l'édifice cristallin (dissociation) puis se répartissent dans tout le volume disponible (dispersion). L'équation de dissolution s'écrit de façon générale :

$A_{x} B_{y} (s) e a u x A^{n +} (a q) + y B^{m -} (a q)$

Cette écriture traduit la conservation des éléments et de la charge électrique : la solution reste globalement neutre. Par exemple, le chlorure de sodium se dissout selon $N a C l (s) e a u N a^{+} (a q) + C l^{-} (a q)$ .

3. Concentration molaire du soluté apporté

La concentration molaire du soluté apporté, notée $C$ , est la quantité de matière de soluté introduite par litre de solution obtenue :

$C = \frac{n}{V}$

où $n$ est la quantité de matière du soluté dissous (en mol) et $V$ le volume total de la solution préparée (en L). $C$ s'exprime en mol/L (ou mol.L $^{- 1}$ ). On calcule $n$ à partir de la masse $m$ pesée grâce à $n = \frac{m}{M}$ , où $M$ est la masse molaire du soluté (en g/mol).

4. Concentration molaire effective des ions

La concentration $C$ du soluté apporté n'est pas toujours celle de chaque ion présent en solution : il faut tenir compte des coefficients stœchiométriques de l'équation de dissolution. Pour $A_{x} B_{y} (s) e a u x A^{n +} (a q) + y B^{m -} (a q)$ , les concentrations molaires effectives des ions, notées entre crochets, valent :

$[A^{n +}] = x \times C et [B^{m -}] = y \times C$

Ainsi, pour le sulfate de cuivre $C u S O_{4}$ ( $x = y = 1$ ), $[C u^{2 +}] = [S O_{4}^{2 -}] = C$ , alors que pour le chlorure de calcium $C a C l_{2}$ , $[C a^{2 +}] = C$ mais $[C l^{-}] = 2 C$ .

5. Concentration massique

La concentration massique $t$ d'un soluté est la masse de soluté dissoute par litre de solution :

$t = \frac{m}{V} = C \times M$

où $m$ est en grammes (g), $V$ en litres (L) et $t$ en g/L (ou g.L $^{- 1}$ ). Cette relation permet de passer directement de la concentration molaire à la concentration massique et inversement, à condition de connaître la masse molaire $M$ du soluté.

6. Dilution d'une solution

Diluer une solution consiste à diminuer sa concentration en ajoutant du solvant, sans ajouter ni retirer de soluté. On prélève un volume $V_{0}$ d'une solution mère de concentration $C_{0}$ , que l'on complète avec de l'eau distillée jusqu'à un volume final $V_{1}$ dans une fiole jaugée : on obtient la solution fille, de concentration $C_{1}$ . La quantité de matière de soluté étant conservée lors de la dilution :

$n (pr \overset{e}{ˊ} lev \overset{e}{ˊ}) = n (solution fille) ⟹ C_{0} \times V_{0} = C_{1} \times V_{1}$

7. Facteur de dilution

Le facteur de dilution $F$ indique combien de fois la concentration a été divisée :

$F = \frac{C _{0}}{C _{1}} = \frac{V _{1}}{V _{0}}$

$F$ est un nombre sans unité, toujours supérieur à 1 pour une dilution. Une dilution au dixième ( $F = 10$ ) signifie que la solution fille est dix fois moins concentrée que la solution mère.

8. Préparation d'une solution au laboratoire

Deux protocoles principaux existent. Par dissolution : on pèse une masse $m$ de soluté solide à la balance, on l'introduit dans une fiole jaugée de volume $V$ contenant un peu d'eau distillée, on agite jusqu'à dissolution complète, puis on complète au trait de jauge avec de l'eau distillée. Par dilution : on prélève un volume $V_{0}$ de solution mère à l'aide d'une pipette jaugée munie d'une propipette, on l'introduit dans une fiole jaugée de volume $V_{1}$ , puis on complète au trait de jauge avec de l'eau distillée en homogénéisant par agitation.

📈 Figure clé

Exemple résolu 1 : Dissolution du chlorure de sodium

On dissout une masse $m = 5, 85 g$ de chlorure de sodium $N a C l$ solide dans une fiole jaugée que l'on complète avec de l'eau distillée jusqu'à un volume $V = 500 mL$ . On donne $M (N a C l) = 58, 5 g.mol^{- 1}$ .

Quantité de matière de soluté : $n = \frac{m}{M} = \frac{5 , 85}{58 , 5} = 0, 1 mol$ .

Concentration molaire apportée : $C = \frac{n}{V} = \frac{0 , 1}{0 , 5} = 0, 2 mol.L^{- 1}$ .

Équation de dissolution : $N a C l (s) e a u N a^{+} (a q) + C l^{-} (a q)$ , avec des coefficients stœchiométriques égaux à 1.

Concentrations ioniques : $[N a^{+}] = [C l^{-}] = C = 0, 2 mol.L^{- 1}$ .

Concentration massique : $t = \frac{m}{V} = \frac{5 , 85}{0 , 5} = 11, 7 g.L^{- 1}$ , que l'on peut vérifier par $t = C \times M = 0, 2 \times 58, 5 = 11, 7 g.L^{- 1}$ .

Exemple résolu 2 : Dilution d'une solution de sulfate de cuivre

On dispose d'une solution mère de sulfate de cuivre (II) $C u S O_{4}$ de concentration $C_{0} = 0, 5 mol.L^{- 1}$ . On souhaite préparer $V_{1} = 250 mL$ d'une solution fille de concentration $C_{1} = 0, 05 mol.L^{- 1}$ .

Volume de solution mère à prélever : à partir de $C_{0} \times V_{0} = C_{1} \times V_{1}$ , on obtient $V_{0} = \frac{C _{1} \times V _{1}}{C _{0}} = \frac{0 , 05 \times 250}{0 , 5} = 25 mL$ .

Facteur de dilution : $F = \frac{C _{0}}{C _{1}} = \frac{0 , 5}{0 , 05} = 10$ . On vérifie : $F = \frac{V _{1}}{V _{0}} = \frac{250}{25} = 10$ , cohérent.

Protocole : prélever $V_{0} = 25 mL$ de la solution mère à la pipette jaugée, les introduire dans une fiole jaugée de $250 mL$ , puis compléter avec de l'eau distillée jusqu'au trait de jauge et homogénéiser.

Concentrations ioniques de la solution fille : l'équation de dissolution est $C u S O_{4} (s) e a u C u^{2 +} (a q) + S O_{4}^{2 -} (a q)$ , donc $[C u^{2 +}] = [S O_{4}^{2 -}] = C_{1} = 0, 05 mol.L^{- 1}$ .

🔑 Formules clés à retenir

Formules essentielles

$C = \frac{n}{V}$ — concentration molaire du soluté apporté ; $n$ en mol, $V$ en L, $C$ en mol.L $^{- 1}$ .
$n = \frac{m}{M}$ — quantité de matière ; $m$ en g, $M$ en g.mol $^{- 1}$ , $n$ en mol.
$t = \frac{m}{V} = C \times M$ — concentration massique ; $t$ en g.L $^{- 1}$ .
$A_{x} B_{y} (s) e a u x A^{n +} (a q) + y B^{m -} (a q)$ — équation générale de dissolution d'un solide ionique.
$[A^{n +}] = x \times C$ et $[B^{m -}] = y \times C$ — concentrations molaires effectives des ions, en mol.L $^{- 1}$ .
$C_{0} \times V_{0} = C_{1} \times V_{1}$ — relation de conservation de la matière lors d'une dilution.
$F = \frac{C _{0}}{C _{1}} = \frac{V _{1}}{V _{0}}$ — facteur de dilution, sans unité.
$V_{0} = \frac{C _{1} \times V _{1}}{C _{0}}$ — volume de solution mère à prélever pour une dilution donnée, en L.
$n_{t o t a l} = n_{1} + n_{2}$ et $C_{m \overset{e}{ˊ} l an g e} = \frac{C _{1} V _{1} + C _{2} V _{2}}{V _{1} + V _{2}}$ — concentration d'un mélange de deux solutions de même soluté (volumes additifs).
$1 mol.L^{- 1} = 1000 mmol.L^{- 1}$ ; $1 L = 1000 mL$ — conversions d'unités indispensables aux calculs.

⚠️

Astuces & Pièges à éviter

Les erreurs classiques — à lire avant les exercices !

Pièges fréquents à éviter

Confondre concentration du soluté apporté et concentration des ions : $C$ concerne le soluté tel qu'il a été introduit, mais chaque ion a sa propre concentration effective, multipliée par son coefficient stœchiométrique dans l'équation de dissolution.
Oublier le coefficient stœchiométrique : pour $C a C l_{2}$ , il y a deux ions chlorure pour un ion calcium libérés, donc $[C l^{-}] = 2 C$ et non $C$ . Toujours écrire l'équation de dissolution avant de calculer les concentrations ioniques.
Confondre concentration molaire et concentration massique : $C$ (mol/L) et $t$ (g/L) ne sont égales que numériquement si $M = 1$ g/mol, ce qui n'arrive jamais en pratique. Toujours vérifier l'unité demandée dans l'énoncé.
Erreur d'unités de volume : les volumes doivent être convertis en litres avant tout calcul de concentration ( $1 mL = 1 0^{- 3} L$ ). Oublier cette conversion est l'erreur la plus fréquente en dilution.
Confondre dissolution et dilution : la dissolution introduit un nouveau soluté solide dans un solvant, alors que la dilution part d'une solution déjà existante à laquelle on ajoute seulement du solvant, sans changer la quantité de matière de soluté.
Inverser volume prélevé et volume final dans la formule de dilution : bien identifier $V_{0}$ (petit volume prélevé de la solution la plus concentrée) et $V_{1}$ (volume final de la fiole, plus grand), sous peine d'obtenir un facteur de dilution inférieur à 1, ce qui est physiquement impossible.

🧭

Méthodes types

Pour chaque type de question : la démarche à suivre, étape par étape.

Méthode 1 : Calculer les concentrations molaires effectives des ions après dissolution

Étape 1. Calculer la quantité de matière $n$ de soluté dissous à partir de la masse pesée : $n = \frac{m}{M}$ .

Étape 2. Calculer la concentration molaire du soluté apporté : $C = \frac{n}{V}$ , avec $V$ le volume de la fiole jaugée exprimé en litres.

Étape 3. Écrire l'équation de dissolution et identifier les coefficients stœchiométriques $x$ et $y$ de chaque ion.

Étape 4. Appliquer $[A^{n +}] = x \times C$ et $[B^{m -}] = y \times C$ pour obtenir les concentrations molaires effectives.

Méthode 2 : Préparer une solution par dissolution d'un solide

Étape 1. Calculer la masse $m$ de soluté nécessaire à partir de la concentration et du volume souhaités : $m = C \times V \times M$ .

Étape 2. Peser cette masse à l'aide d'une balance de précision (coupelle, tare).

Étape 3. Introduire le solide dans une fiole jaugée du volume $V$ voulu, contenant déjà un peu d'eau distillée, puis dissoudre par agitation.

Étape 4. Compléter avec de l'eau distillée jusqu'au trait de jauge (le bas du ménisque doit toucher le trait), boucher et homogénéiser par retournements.

Méthode 3 : Préparer une solution fille par dilution d'une solution mère

Étape 1. Identifier les données connues : $C_{0}$ (solution mère), $C_{1}$ et $V_{1}$ (solution fille souhaitée).

Étape 2. Calculer le volume à prélever à l'aide de la conservation de la matière : $V_{0} = \frac{C _{1} \times V _{1}}{C _{0}}$ .

Étape 3. Prélever ce volume $V_{0}$ à la pipette jaugée adaptée (avec propipette), et le verser dans une fiole jaugée de volume $V_{1}$ .

Étape 4. Compléter avec de l'eau distillée jusqu'au trait de jauge et homogénéiser. Vérifier la cohérence en calculant le facteur de dilution $F = C_{0} / C_{1} = V_{1} / V_{0}$ .

Méthode 4 : Déterminer la concentration finale d'un mélange de deux solutions

Étape 1. Calculer la quantité de matière de soluté apportée par chaque solution : $n_{1} = C_{1} V_{1}$ et $n_{2} = C_{2} V_{2}$ .

Étape 2. Calculer la quantité de matière totale : $n_{t o t a l} = n_{1} + n_{2}$ (en supposant qu'aucune réaction chimique ne consomme le soluté).

Étape 3. Calculer le volume total du mélange en supposant les volumes additifs : $V_{t o t a l} = V_{1} + V_{2}$ .

Étape 4. Appliquer $C_{m \overset{e}{ˊ} l an g e} = \frac{n _{t o t a l}}{V _{t o t a l}}$ pour obtenir la concentration finale.

Concentration et solutions électrolytiques — Fiche d'exercices

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Exercices interactifs

3 exercices • Lis l'énoncé, écris ta réponse, puis vérifie la correction

Ma progression 0 / 3 corrigés

Exercices Faciles

1 exercices

Dissolution du chlorure de calcium

Facile

Énoncé

On dissout une masse

m = 11, 1 g

de chlorure de calcium

C a C l_{2}

solide dans de l'eau distillée pour obtenir un volume

V = 200 mL

de solution. On donne les masses molaires atomiques

M (C a) = 40 g.mol^{- 1}

M (C l) = 35, 5 g.mol^{- 1}

. 1) Calculer la masse molaire

M (C a C l_{2})

. 2) Calculer la quantité de matière de soluté dissous. 3) Calculer la concentration molaire

C

de la solution. 4) Écrire l'équation de dissolution et calculer les concentrations molaires effectives des ions

C a^{2 +}

C l^{-}

Ma réponse

Prof Hicham

Bloqué sur cet exercice ?
Prof Hicham t'explique pas à pas.

Correction détaillée

Exercices Intermédiaires

1 exercices

Préparation d'une solution diluée de glucose

Intermédiaire

Énoncé

On dispose d'une solution mère de glucose

C_{6} H_{12} O_{6}

de concentration massique

t_{0} = 90 g.L^{- 1}

. On donne

M (g l u cose) = 180 g.mol^{- 1}

. 1) Calculer la concentration molaire

C_{0}

de la solution mère. 2) On souhaite préparer

V_{1} = 500 mL

d'une solution fille de concentration

C_{1} = 0, 1 mol.L^{- 1}

. Calculer le volume

V_{0}

de solution mère à prélever. 3) Calculer le facteur de dilution

F

associé. 4) Décrire brièvement le protocole expérimental permettant d'obtenir cette solution fille.

Ma réponse

Prof Hicham

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Prof Hicham t'explique pas à pas.

Correction détaillée

Exercices Difficiles

1 exercices

Mélange puis dilution de deux solutions de chlorure de sodium

Difficile

Énoncé

On mélange un volume

V_{1} = 100 mL

d'une solution

S_{1}

de chlorure de sodium de concentration

C_{1} = 0, 3 mol.L^{- 1}

avec un volume

V_{2} = 150 mL

d'une solution

S_{2}

de chlorure de sodium de concentration

C_{2} = 0, 5 mol.L^{- 1}

. On suppose les volumes additifs et qu'aucune réaction chimique ne se produit. 1) Calculer les quantités de matière de soluté apportées par

S_{1}

S_{2}

. 2) En déduire la concentration molaire

C

de la solution mélange

S

obtenue. 3) On prélève un volume

V = 50 mL

de la solution

S

que l'on dilue jusqu'à obtenir un volume final

V^{'} = 200 mL

. Calculer la concentration

C^{'}

de la solution diluée obtenue. 4) Calculer les concentrations molaires effectives des ions

N a^{+}

C l^{-}

dans la solution finale.

Ma réponse

Prof Hicham

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Correction détaillée

Exercices supplémentaires

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Concentration et solutions électrolytiques

Concentration et solutions électrolytiques — Résumé de cours

Cours complet

Contenu du cours

1. Solution électrolytique

2. Dissolution d'un solide ionique

3. Concentration molaire du soluté apporté

4. Concentration molaire effective des ions

5. Concentration massique

6. Dilution d'une solution

7. Facteur de dilution

8. Préparation d'une solution au laboratoire

📈 Figure clé

Exemple résolu 1 : Dissolution du chlorure de sodium

Exemple résolu 2 : Dilution d'une solution de sulfate de cuivre

🔑 Formules clés à retenir

Formules essentielles

Astuces & Pièges à éviter

Pièges fréquents à éviter

Méthodes types

Méthode 1 : Calculer les concentrations molaires effectives des ions après dissolution

Méthode 2 : Préparer une solution par dissolution d'un solide

Méthode 3 : Préparer une solution fille par dilution d'une solution mère

Méthode 4 : Déterminer la concentration finale d'un mélange de deux solutions

Concentration et solutions électrolytiques — Fiche d'exercices

Exercices interactifs

Exercices Faciles

Dissolution du chlorure de calcium

Exercices Intermédiaires

Préparation d'une solution diluée de glucose

Exercices Difficiles

Mélange puis dilution de deux solutions de chlorure de sodium

Exercices supplémentaires

Questions fréquentes

Pour aller plus loin

Concentration et solutions électrolytiques

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Contenu du cours

1. Solution électrolytique

2. Dissolution d'un solide ionique

3. Concentration molaire du soluté apporté

4. Concentration molaire effective des ions

5. Concentration massique

6. Dilution d'une solution

7. Facteur de dilution

8. Préparation d'une solution au laboratoire

📈 Figure clé

Exemple résolu 1 : Dissolution du chlorure de sodium

Exemple résolu 2 : Dilution d'une solution de sulfate de cuivre

🔑 Formules clés à retenir

Formules essentielles

Astuces & Pièges à éviter

Pièges fréquents à éviter

Méthodes types

Méthode 1 : Calculer les concentrations molaires effectives des ions après dissolution

Méthode 2 : Préparer une solution par dissolution d'un solide

Méthode 3 : Préparer une solution fille par dilution d'une solution mère

Méthode 4 : Déterminer la concentration finale d'un mélange de deux solutions

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Exercices interactifs

Exercices Faciles

Dissolution du chlorure de calcium

Exercices Intermédiaires

Préparation d'une solution diluée de glucose

Exercices Difficiles

Mélange puis dilution de deux solutions de chlorure de sodium

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