038 – Préparation de solution par dissolution

La préparation d'une solution de concentration connue est l'opération la plus fréquemment réalisée dans n'importe quel laboratoire. Un étalon d'étalonnage pour un instrument, un réactif pour un titrage, un tampon pour une culture cellulaire, un liquide intraveineux, un sirop sur une chaîne de production — tous sont fabriqués selon la même routine en trois étapes : calculer la masse de soluté requise par la concentration cible, peser cette masse et l'amener à un volume final connu. Cette technique vaut la peine d'être apprise avec soin, car tout résultat quantitatif obtenu ultérieurement repose sur la concentration des solutions utilisées pour l'obtenir.

Deux choses rendent la méthode moins évidente qu'elle n'en a l'air. La première est que la concentration peut s'écrire de plusieurs manières numériquement différentes mais qui décrivent la même quantité : une concentration massique en grammes par litre, un pourcentage massique par volume, ou une concentration molaire en moles par litre. Effectuer correctement les conversions entre elles représente la moitié de l'exercice. La seconde est que les volumes de liquides et de solides ne sont pas additifs. Dissoudre un solide dans 100 mL d'eau ne donne pas 100 mL de solution — cela en donne légèrement plus, car les particules dissoutes occupent leur propre espace. C'est pourquoi une solution est toujours préparée en dissolvant le soluté dans moins que le volume final puis en complétant jusqu'à un trait de jauge calibré, et pourquoi le récipient utilisé est une fiole jaugée plutôt qu'un bécher ou une éprouvette graduée.

Dans ce travail pratique, vous allez préparer deux solutions de cristaux de jus, chacune d'un volume final de 100 ml : la solution A à une concentration massique de 25 g/L, et la solution B à 5 % m/v, que vous devrez d'abord convertir en grammes par litre. Pour chacune d’elles, vous calculerez la masse nécessaire, la peserez sur une balance électronique dans une nacelle tarée, la dissoudrez dans environ 50 ml d’eau distillée dans une fiole jaugée de 100 ml, complétez jusqu’au trait de jauge, mélangez, puis transférez le résultat dans un bécher étiqueté. Vous comparerez ensuite les deux solutions à une série de solutions de référence devant une carte noire et identifierez à quelle référence chacune correspond — une estimation purement visuelle de la concentration, et un premier aperçu du principe de la colorimétrie.

Objectifs Éducatifs

À la fin de ce laboratoire, les étudiants seront capables de :

Calcul de la masse de soluté

• Réorganiser la définition de la concentration massique, C = m / V, pour obtenir la masse requise pour une concentration et un volume donnés.
• Convertissez un pourcentage massique en volume en grammes par litre, et expliquez pourquoi 5 % m/v correspond à 50 g/L et non à 5 g/L ou 50 g/kg.
• Indiquez pourquoi une concentration molaire ne peut pas être indiquée pour des cristaux de jus, et calculez-en une pour une substance pure de masse molaire connue.

Utilisation de la balance électronique

• Placez une coupelle de pesée sur le plateau et remettez la balance à zéro avec la fonction de tare, et expliquez ce que la tare fait à la valeur affichée.
• Ajoutez un solide avec une spatule par petits incréments jusqu'à atteindre une masse cible, plutôt que de dépasser et de devoir retirer de la matière.
• Lisez l'affichage à la résolution de l'instrument et enregistrez la masse avec le nombre correct de chiffres significatifs.

Technique volumétrique

• Utilisez une éprouvette graduée pour un volume approximatif et une fiole jaugée pour le volume final, et justifiez le choix de chacune.
• Dissolvez le soluté dans un volume inférieur au volume final, puis complétez jusqu'au trait de jauge, et expliquez pourquoi l'ordre inverse donne une solution trop diluée.
• Amenez le ménisque au trait de jauge à l'aide d'une pipette pour la dernière fraction de millilitre.

Dissolution et homogénéisation

• Reconnaître que la dissolution est un changement physique qui produit un mélange homogène, et identifier le soluté et le solvant.
• Mélanger par inversion et par mouvement circulaire jusqu'à ce qu'il ne reste plus de cristaux, et expliquer pourquoi une solution doit être mélangée à nouveau après avoir été complétée jusqu'au trait de jauge.

Estimation d'une concentration par la couleur

• Comparez une solution colorée avec une série de références de concentration connue, observées sur un fond noir, et attribuez la correspondance la plus proche.
• Expliquez pourquoi l'intensité de la couleur augmente avec la concentration, et énoncez les limites d'une comparaison visuelle.

Tenue des registres

• Enregistrez les masses, les volumes et les observations au fur et à mesure que le travail avance plutôt que de les reconstituer après coup.

Protocole

Deux béchers de 100 mL se trouvent sur votre droite, étiquetés A et B.

Préparation de la solution sucrée A

1. Nous voulons ajouter des cristaux de jus pour obtenir une concentration de 25 g/L dans 100 mL de solution. Cette masse est désignée par m cristaux.
2. Placez la coupelle de pesée vide sur la balance et assurez-vous que la balance est à zéro en appuyant sur le bouton de tare.
3. Utilisez une spatule pour ajouter des cristaux de jus dans la coupelle de pesée jusqu'à ce que la masse de cristaux de jus atteigne la masse souhaitée.

Préparation de la solution

1. Mesurez 50 mL d'eau distillée à l'aide de l'éprouvette graduée de 50 mL.
2. Ensuite, versez l'eau dans une fiole jaugée de 100 mL.
3. Transférez les cristaux de jus de la coupelle de pesée à la fiole jaugée à l'aide d'un entonnoir.
4. Bouchez la fiole jaugée et agitez selon un mouvement circulaire jusqu'à ce que les cristaux de jus soient complètement dissous.
5. Compléter avec de l'eau distillée jusqu'à atteindre précisément le volume final de 100 mL.

Finalisation de la solution

1. Mettez le bouchon sur la fiole jaugée et mélangez délicatement la solution.
2. Versez la solution de la fiole jaugée (solution A) dans le bécher identifié A.

Comparaison

1. Comparez visuellement la solution A avec les solutions de référence préparées (20, 25, 35, 50 et 55 g/L). La solution A doit correspondre à la référence de 25 g/L.
2. Remarque : Assurez-vous que les solutions sont placées devant une carte noire, afin de bien distinguer les changements de coloration.

Préparation de la solution B

1. Nous souhaitons ajouter des cristaux de jus afin d'obtenir une concentration de 5% m/v dans 100 ml de solution. Convertissez cette concentration en g/L avant de procéder à la pesée. Cette masse est désignée par m cristaux.
2. Placez la coupelle de pesée vide sur la balance et assurez-vous que la balance est à zéro en appuyant sur le bouton de tare.
3. Utilisez une spatule pour ajouter des cristaux de jus dans la coupelle de pesée jusqu'à ce que la masse de cristaux de jus atteigne la masse souhaitée.

Préparation de la solution

1. Mesurez 50 mL d'eau distillée à l'aide de l'éprouvette graduée de 50 mL.
2. Versez l'eau dans une fiole jaugée de 100 mL.
3. Transférez les cristaux de jus de la coupelle de pesée à la fiole jaugée à l'aide d'un entonnoir.
4. Bouchez la fiole jaugée et agitez selon un mouvement circulaire jusqu'à ce que les cristaux de jus soient complètement dissous.
5. Compléter avec de l'eau distillée jusqu'à atteindre précisément le volume final de 100 mL.

Finalisation de la solution

1. Mettez le bouchon sur la fiole jaugée et mélangez délicatement la solution.
2. Versez la solution de la fiole jaugée (solution B) dans le bécher identifié B.

Comparaison

1. Comparez visuellement la solution B avec les solutions de référence préparées (20, 25, 35, 50 et 55 g/L).
2. La solution B, à une concentration de 51 TP4T m/v, doit correspondre à la référence de 50 g/L et être visiblement plus foncée que la solution A.

Résultats attendus

Les deux masses à peser. La concentration massique est définie par C = m / V, donc la masse de soluté requise pour une concentration et un volume donnés est m = C × V. Pour la solution A, la concentration est donnée directement : m_A = 25 g/L × 0,1000 L = 2,50 g. Pour la solution B, la concentration est exprimée en pourcentage et doit donc être convertie au préalable. Un pourcentage massique par volume correspond au nombre de grammes de soluté pour 100 mL de solution ; ainsi, 5 % m/v = 5 g / 100 mL = 50 g/L, et m_B = 50 g/L × 0,1000 L = 5,00 g. La solution B est donc exactement deux fois plus concentrée que la solution A, ce que la comparaison visuelle effectuée à la fin du travail pratique est censée mettre en évidence. L'erreur la plus courante dans ce calcul consiste à lire 5 % m/v comme 5 g/L, soit une valeur dix fois trop faible ; la deuxième erreur la plus courante est de la considérer comme 5 % en masse, ce qui nécessiterait de convertir la densité de la solution.

Ce que montre la balance, et ce que fait la tare. La barquette de pesée est placée sur le plateau et le bouton de tare est enfoncé, ce qui soustrait la barquette de chaque lecture ultérieure, de sorte que l'affichage indique alors la masse des cristaux seuls et l'étudiant n'a jamais à effectuer la soustraction. La preuve que c'est bien ce qui s'est produit est visible à la fin de la pesée : lorsque la barquette tarée est retirée du plateau, la balance affiche −0,5 g, ce qui correspond à la masse de la barquette avec son signe inversé. Les cristaux proviennent de la spatule par portions fixes de 1,25 g, de sorte que l'affichage passe par les étapes 1,25 → 2,50 g pour la solution A et 1,25 → 2,50 → 3,75 → 5,00 g pour la solution B, et les deux cibles sont atteintes exactement.

Pourquoi le soluté est-il dissous dans moins que le volume final. Les volumes ne sont pas additifs lorsqu'un solide se dissout : les particules dissoutes occupent leur propre espace, de sorte que la solution occupe plus d'espace que le solvant seul. Pour le saccharose, le volume molaire apparent en solution aqueuse diluée est d'environ 211 cm³³/mol ; ainsi, les 5,00 g de soluté présents dans la solution B (5,00 / 342,30 = 0,0146 mol) correspondent à environ 0,0146 × 211 ≈ 3,1 mL. Un élève qui dissoudrait 5,00 g dans 100 mL d’eau mesurés obtiendrait environ 103 mL de solution à une concentration de 5,00 g / 0,103 L = 48,5 g/L — une erreur de 3 % faible, ce qui est bien plus important que toute autre erreur de la procédure. Dissoudre dans environ 50 ml puis compléter jusqu’au repère d’étalonnage élimine entièrement le problème, car le repère définit le volume de la solution, et non de l'eau. C'est aussi pourquoi la fiole est bouchée et inversée à nouveau après avoir été complétée : les derniers millilitres d'eau reposent sur une solution déjà concentrée et ne se mélangeront pas d'eux-mêmes.

Pourquoi la concentration n'est-elle pas exprimée en mol/L ?. Une concentration molaire nécessite une masse molaire, or les cristaux de jus sont un mélange de saccharose, d’un acide, d’un colorant et d’un arôme, qui ne présentent pas de masse molaire unique. Pour le saccharose pur (M = 342,30 g/mol), les deux solutions correspondraient à 25 / 342,30 = 0,073 mol/L et 50 / 342,30 = 0,146 mol/L ; ces chiffres méritent d’être calculés à titre d’exercice, mais ils ne doivent en aucun cas figurer sur l’étiquette d’une solution préparée à partir d’une poudre du commerce. La concentration massique et le pourcentage m/v sont les unités appropriées ici précisément parce qu’elles ne font aucune supposition quant à la nature du soluté.

La comparaison avec la série de référence. Les cinq tubes de référence présents dans la simulation sont étiquetés 20, 25, 35, 50 et 55 g/L ; ils sont observés sur fond de carte noire, car un fond sombre élimine la lumière transmise par la pièce et ne laisse apparaître que la couleur de la solution. L'intensité de la couleur augmente avec la concentration, conformément à la loi de Beer-Lambert, A = εlc : la longueur de trajet l étant déterminée par le tube et l'absorbance molaire ε par le colorant, l'absorbance est proportionnelle à la seule concentration. La solution A doit correspondre au tube de 25 g/L et la solution B au tube de 50 g/L ; la solution B doit être visiblement plus foncée que la solution A, car sa concentration est deux fois plus élevée. Le reste de la série sert de distracteurs, et l’un d’entre eux est particulièrement difficile à distinguer : 50 et 55 g/L ne diffèrent que de 10 %, ce qui est égal ou inférieur à ce que l’œil peut distinguer de manière fiable ; ainsi, un élève qui attribue la solution B au tube 5 plutôt qu’au tube 4 n’a pas fait un choix déraisonnable.

Ce que les deux solutions établissent et n'établissent pas. Les cristaux de jus de fruits sont un mélange et non un composé pur, ils n'ont donc pas de masse molaire et les solutions n'ont pas de molarité. Tout chiffre indiqué en mol/L ci-dessus est une illustration de la façon dont le calcul s'appliquerait à un soluté pur tel que le saccharose ; il ne s'agit pas d'une description de ce qui se trouve réellement dans le flacon. C'est la raison honnête pour laquelle le laboratoire travaille en g/L et en pourcentage m/v, et il vaut la peine de le dire aux étudiants, qui supposent souvent que chaque concentration doit nécessairement finir par devenir une molarité.

Deux points concernant la pesée. Le distributeur délivre des cristaux par portions fixes de 1,25 g, ce qui permet d’atteindre exactement les deux masses cibles sans jamais dépasser la valeur indiquée. Les élèves doivent savoir que, sur une balance réelle, l’approche finale de la masse cible est la partie la plus délicate de l’opération, et qu’elle s’effectue en tapotant la spatule plutôt qu’en versant. Et comme toute masse pesée sera acceptée, il faut vérifier les calculs sur papier avant de commencer la pesée : un élève qui calcule 0,5 g alors que 5 g étaient requis terminera l'expérience sans difficulté et obtiendra simplement une solution qui paraîtra trop pâle. Repérer cette erreur sur le papier, et non sur la balance, est une habitude qu'il convient de prendre.

La température, et pourquoi la marque compte. Une fiole jaugée est étalonnée à une température indiquée, généralement 20 °C, car le volume du verre et la densité de la solution varient tous deux avec celle-ci. Un travail précis permet donc à la solution d'atteindre la température ambiante avant l'ajustement final au trait de jauge. C'est également la raison pour laquelle l'eau est ajoutée en deux étapes plutôt que mesurée entièrement au départ : la dissolution d'un solide modifie le volume du liquide, parfois à la hausse et parfois à la baisse, de sorte que la seule façon d'obtenir exactement 100 mL de solution Il faut d'abord dissoudre les cristaux, puis compléter avec de l'eau. Si l'on mesure 100 ml d'eau avant d'y ajouter les cristaux, on obtiendrait un volume final différent et inconnu.

Résumé du devoir par tranche d'âge

Classe de 3e à la 2de

Concentration. Le vocabulaire et la routine : soluté, solvant, solution, concentration ; peser, dissoudre, amener au volume, mélanger.

• Calculez les 2,50 g nécessaires pour la solution A à partir de C = m / V, avec les unités écrites à chaque étape.
• Effectuez les deux préparations et enregistrez la masse indiquée sur la balance ainsi que le tube de référence correspondant à chaque solution.
• Expliquez avec vos propres mots pourquoi la balance est tarée avec la coupelle de pesée sur le plateau.
• Classez les cinq tubes de référence par ordre de concentration à l'œil nu, puis vérifiez l'ordre par rapport aux étiquettes.

11e année

Concentration. Conversion d'unités, comparaison quantitative et raisonnement derrière chaque étape de la technique.

• Convertissez 5 % m/v en g/L et en mol/L pour le saccharose pur, puis expliquez pourquoi seule la première conversion est valable pour les cristaux de jus.
• Avant de regarder, devinez à quelle solution du tube de référence la solution B devrait correspondre, puis justifiez votre réponse à partir du rapport entre les deux concentrations.
• Expliquez pourquoi le soluté est dissous dans environ 50 mL puis complété jusqu'au trait de jauge, et quelle serait la concentration si les cristaux étaient ajoutés à 100 mL d'eau mesurés à la place.
• Indiquez la concentration de chaque solution avec le nombre de chiffres significatifs que les instruments justifient.

12e année / Niveau universitaire

Concentration. Le fondement physique de la comparaison des couleurs.

• Utilisez le volume molaire apparent du saccharose pour calculer la variation de volume lors de la dissolution.
• Argumenter à partir de la loi de Beer-Lambert pourquoi une comparaison visuelle avec une série de référence fonctionne, et estimer la plus petite différence de concentration que l'œil peut espérer détecter dans cette série.
• Proposez une conception pour la série de référence qui permettrait à un étudiant de déterminer une concentration à 10 % près, et indiquez le nombre de tubes nécessaires pour la plage comprise entre 20 et 55 g/L.
• Identifiez les étapes où la simulation ne peut pas reproduire une erreur de laboratoire réelle et décrivez comment un enseignant doit compenser lors de la notation.

Essentiels de laboratoire

Instruments

• Balance électronique (résolution 0,01 g, avec touche de tare)
• Barquettes de pesée × 2 (masse d'environ 0,5 g ; appelée la panier dans la simulation
• Spatule
• Cylindre gradué (50 mL)
• Fioles jaugées (100 mL, avec bouchons) × 2
• Entonnoir
• Pipette, pour amener le ménisque au trait de jauge
• Bêchers (100 mL) × 2, étiquetés A et B
• Portoir à tubes à essai contenant les cinq solutions de référence
• Carton noir de comparaison

Produits

• Cristaux de jus (poudre)
• Eau distillée
• Solutions de référence de cristaux de jus : 20, 25, 35, 50 et 55 g/L