Comme son nom l’indique, une solution aqueuse est une solution où le solvant est l’eau. On a choisit ce solvant pour plusieurs raisons liées à ses propriétés :

· La molécule d’eau est coudée.

· Les liaisons O-H sont covalentes polarisées.

· L’eau est une molécule polaire

· Phénomène d’hydratation

L’hydratation est un phénomène observé lors de la dissociation d’un sel dans l’eau. Le sel se dissocie en un cation et un anion qui vont être stabilisés par les molécules d’eau (celles-ci se réorganisent). Pour stabiliser le cation, les molécules d’eau vont présenter l’atome d’oxygène à celui-ci. La charge positive du cation sera, à terme, compensée par les fractions de charges négatives présentes sur l’atome d’oxygène de la molécule d’eau. C’est ce qui est représenté à la figure III. Il est important de préciser que c’est l’ensemble qui se déplace et non juste le cation.

Nous avons parlé du solvant, à savoir l’eau. Nous allons maintenant nous intéresser au soluté. Celui-ci se dissous donc dans l’eau et est présent en plus petite quantité. Il n’est pas rare que celui-ci change de phase lors d’une dissolution (ex : En mettant du sel dans l’eau, le cristal de sel solide se transforme en ses ions constitutifs à l’état aqueux).

Les éléments chimiques sont présents dans la nature sous forme d’un mélange d’isotopes. Ainsi, le carbone par exemple existe sous 3 formes isotopiques différentes : Carbone 12 (12C) à 98,89%, Carbone 13 (13C) à 1,11% et Carbone 14 (14C) à moins de 0,01%. La masse atomique du carbone est donc une moyenne de ces 3 masses spécifiques qui a été pondérée en fonction des pourcentages. Celle-ci vaut donc 12,011 uma pour le Carbone. C’est cette valeur que l’on retrouve dans la case du tableau de Mendeleïev. En s’intéressant aux isotopes du carbone 12, les scientifiques ont remarqué que celui-ci n’avait pas exactement une masse de 12 grammes. Ce problème peut s’expliquer par le phénomène du « défaut de masse » que l’on étudiera au chapitre III. Pour déterminer les isotopes présents dans un échantillon, on utilise un spectromètre de masse (figure I). C’est un système sous-vide (afin que les ions se déplacent librement sans rencontrer une autre molécule).

L’élément entre sous forme d’une solution. Le spectromètre va ioniser celle-ci (création d’espèces chargées) afin de pouvoir l’accélérer par une différence de potentiel. Les espèces chimiques vont être déviées en fonction de leur masse par un électro-aimant et vont venir taper un détecteur à des endroits différents. On obtient alors un spectre de masse (figure II) simplement en jouant sur la différence de mobilité entre les espèces.

Nous allons maintenant introduire deux concepts qui nous servirons tout au long de l’année :

Tout d’abord, la mole est le nombre égal au nombre d’atomes de carbone dans exactement 12 grammes de 12C. Elle correspond également au nombre d’Avogadro (1 mole = 6,022 × 1023 unités). A la page 4, nous avions vu la loi énoncée par celui-ci : « A température et pression constante, des volumes égaux de gaz contiennent le même nombre de particules ». Ce même nombre de particule est en fait le nombre d’Avogadro. On peut donc dire que « A température et pression constante, des volumes égaux de gaz contiennent 6,022 × 1023 particules ». Il est souvent utile de calculer la masse d’une mole d’un composé dans des exercices de stoechiométrie. Cette masse particulière est appelée Masse Molaire (ou poids moléculaire) et est défini comme étant la masse en gramme d’une mole de la substance considérée. Elle est calculée en additionnant les masses atomiques des atomes constituants la substance donnée (elle vaut 44,01 grammes/ mole pour le CO2 par exemple.).