Solution (chimie)

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Introduction

Une solution est un mélange homogène de deux ou plusieurs substances, initialement dans un état (solide, liquide, gazeux).

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

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...

Solution dans un liquide

La solution dans un liquide est l'exemple le plus connu. Une solution ayant l'eau comme solvant est appelée solution aqueuse. Il est possible de mettre en solution :

un liquide dans un autre : limité par la miscibilité des deux liquides.
un solide dans un liquide : limité par la solubilité du solide dans le solvant, au delà de laquelle le solide n'est plus dissous. On parle alors de solution saturée.
un gaz dans un liquide.

La concentration massique, noté "t" (ou "Cm") donne l'expression c=m/V La concentration molaire, noté "C" (ou "Cn") donne l'expression C=n/V

Solution solide

Une solution solide correspond à un solide homogène constitué par le mélange de plusieurs corps purs.

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 la limite de saturation.

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 $N_{i} = \frac{n _{i}}{n} = \frac{n _{i}}{\sum _{j = 1}^{l} n _{j}}$ ;
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 $M_{i} = \frac{m _{i}}{m} = \frac{m _{i}}{\sum _{j = 1}^{l} m _{j}}$ .

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), rapport entre le nombre de moles de i et le volume de liquide $C_{i} = \frac{n _{i}}{v}$ ;
la concentration massique τ_i, rapport entre la masse de i et le volume de liquide $τ_{i} = \frac{m _{i}}{v}$ ;
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* $V_{i} = \frac{v _{i}}{v} = \frac{v _{i}}{\sum _{j = 1}^{l} v _{j}}$ .*

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 $V_{i} = \frac{v _{i}}{v} = \frac{p _{i}}{p}$ .

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 :

$n ≃ n_{s}$ , $N_{i} ≃ \frac{n _{i}}{n _{s}}$ , $N_{s} ≃ 1$ ;

$m ≃ m_{s}$ , $M_{i} ≃ \frac{m _{i}}{m _{s}}$ , $M_{s} ≃ 1$ .

Pour les solutions liquides :

$C_{i} ≃ \frac{n _{i}}{v _{s}}$ , C_s est l'inverse du volume molaire du solvant ;

$τ_{i} ≃ \frac{m _{i}}{v _{s}}$ , τ_s' est la masse volumique du solvant ;

$v ≃ v_{s}$ , $V_{i} ≃ \frac{v _{i}}{v _{s}}$ , $V_{s} ≃ 1$

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, $μ_{i} (T, P) = μ_{i}^{0} (T) + R \cdot T \cdot ln (C_{i})$ , C_i étant exprimé en mol·L ;
en solution gazeuse, $μ_{i} (T, P) = μ_{i}^{0} (T) + R \cdot T \cdot ln (p_{i})$ , 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:

μ_{i} (T, P) = μ_{i}^{0} (T) + R \cdot T \cdot ln (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.