On va droit au but. Tu as un contrôle qui arrive et tu découvres tout juste la notion. Pas de panique : on rappelle les bases indispensables (les prérequis), et on attaque directement l’essentiel pour que tu sois fonctionnel rapidement. On va parler d’espèces chimiques, de corps purs et de mélanges, et tu vas faire tes premiers classements d’échantillons.
Prérequis : masse, volume, espèce chimique et étiquette
Avant de plonger, deux ou trois réflexes de ton quotidien ou du collège :
- Masse : c’est une grandeur qui se mesure avec une balance, souvent en grammes (g). Quand tu parles de « 100 g de farine », c’est une masse.
- Volume : ça mesure la place qu’occupe un liquide ou un solide. Pour un liquide, on utilise une éprouvette graduée ; l’unité de base est le litre (L), et on passe souvent au millilitre (mL) : 1 L = 1 000 mL.
- Espèce chimique : c’est une substance bien définie, avec son nom et ses propriétés (l’eau, le fer, le sucre, le dioxygène…). Une matière peut être constituée d’UNE SEULE ou de PLUSIEURS espèces chimiques.
- Lire une étiquette : sur une bouteille d’eau minérale, tu vois une liste d’espèces dissoutes (calcium, magnésium…) : c’est une information de COMPOSITION. C’est exactement ce qu’on va apprendre à décrire de façon quantitative.
Corps pur ou mélange ? Les deux grandes familles
À l’échelle où tu regardes (l’œil nu, la loupe, parfois le microscope), un échantillon de matière tombe dans une de ces catégories :
Corps pur = une seule espèce chimique. Exemples : eau distillée H₂O, fer Fe, dioxygène O₂. Toutes les propriétés sont fixes (température d’ébullition, densité…).
Mélange = au moins deux espèces chimiques mélangées.
Parmi les mélanges, on distingue :
- Mélange homogène : on ne voit qu’une seule phase, tout est uniforme. Exemples : eau salée, air, vin.
- Mélange hétérogène : on voit plusieurs phases (solide/liquide, deux liquides non mélangés…). Exemples : eau + huile, granit (trois minéraux différents visibles).
Un piège : une solution limpide (transparente) n’est PAS forcément un corps pur : c’est souvent un mélange homogène !
À toi de jouer
1. EXERCICE 1 — Classer des échantillons (reconnaissance)
On le fait ensemble. Pour chaque échantillon, complète la phrase avec le mot qui convient parmi : corps pur, mélange homogène, mélange hétérogène.
a) L’eau distillée ne contient que des molécules d’eau H₂O. C’est un □.
b) Dans une bouteille d’air, il y a du dioxygène O₂ et du diazote N₂ sans qu’on voie de séparation : c’est un □.
c) Le granit montre des grains de quartz, de feldspath et de mica : c’est un □.
d) L’eau sucrée limpide contient de l’eau et du sucre : c’est un □.
Corrigé
a) corps pur.
b) mélange homogène.
c) mélange hétérogène.
d) mélange homogène.
2. EXERCICE 2 — Vrai ou faux (à trous de vocabulaire)
Complète chaque case en répondant VRAI ou FAUX.
a) Un corps pur contient toujours une seule espèce chimique. □
b) L'eau de mer est un corps pur parce qu'elle est salée. □
c) Un mélange homogène peut être transparent. □
d) L'huile et le vinaigre forment un mélange homogène. □
Corrigé
a) VRAI. b) FAUX, c'est un mélange (homogène). c) VRAI. d) FAUX, c'est un mélange hétérogène (deux phases distinctes).
3. EXERCICE 3 — On lit une étiquette
Une bouteille indique « Contient : eau (H₂O), saccharose, arôme naturel de citron, acidifiant ». Complète :
Cet échantillon contient □ espèces chimiques, c’est donc un □.
Corrigé
Cet échantillon contient plusieurs espèces chimiques, c’est donc un mélange.
Tu l’as senti : classer en corps pur ou mélange, c’est la première marche. Ici on réactive TOUT le cours d’un coup, et surtout on pose la méthode pour quantifier ce qu’il y a dans un mélange. Fractions massique, volumique, concentration massique : on te dit COMMENT calculer, étape par étape, et tu appliques aussitôt.
1. Rappel structuré : corps pur, mélange homogène, hétérogène
Un corps pur = une seule espèce chimique (propriétés fixes).
Un mélange homogène = plusieurs espèces chimiques, mais une seule phase visible (ex. eau salée, sirop).
Un mélange hétérogène = plusieurs phases visibles (ex. sable dans l'eau, vinaigrette).
2. Quantifier la composition d’un mélange
Quand on a un mélange, on veut souvent savoir « combien de tel constituant ? ». Trois grandeurs à connaître :
- Fraction massique : w(constituant) = m(constituant) / m(total). Sans unité, souvent en %. Somme de toutes les fractions = 1 (100 %).
- Fraction volumique : φ(constituant) = V(constituant) / V(total). Sans unité, souvent en %. Surtout utilisée pour les gaz ou les liquides.
- Concentration massique : Cm = m(soluté) / V(solution). Unité : g·L⁻¹. ATTENTION : le volume V doit être en litres (L).
3. Méthode pas-à-pas
Étape 1 – Identifier la grandeur demandée : fraction massique, fraction volumique ou concentration massique.
Étape 2 – Rassembler les données : masses (m) ou volumes (V) des constituants et du mélange total.
Étape 3 – Appliquer la bonne formule.
Étape 4 – Vérifier : les fractions sont sans unité (multiplie par 100 pour un %). Pour Cm, le volume est bien en L. La somme des fractions (massiques ou volumiques) doit donner 1 (100 %).
À toi de jouer
1. EXERCICE 1 — Fraction massique (à trous, on le fait ensemble)
On dissout 15 g de sel dans 135 g d'eau.
a) Masse totale de la solution : m(total) = □ g.
b) Fraction massique du sel : w(NaCl) = □ / □ = □ .
c) Exprime en pourcentage : □ %.
d) La fraction massique de l’eau est de : □ (en décimal) et □ %.
Corrigé
a) m(total) = 15 + 135 = 150 g.
b) w(NaCl) = 15 / 150 = 0,10.
c) 0,10 × 100 = 10 %.
d) Fraction massique de l'eau : 1 – 0,10 = 0,90 soit 90 %.
2. EXERCICE 2 — Fraction volumique (à trous)
Un flacon d'alcool contient un volume total de 250 mL. La fraction volumique d'éthanol est φ(éthanol) = 0,40.
a) La fraction volumique des autres constituants est : φ(reste) = 1 – □ = □.
b) Volume d'éthanol pur : V(éthanol) = φ(éthanol) × V(total) = □ × □ = □ mL.
Corrigé
a) φ(reste) = 1 – 0,40 = 0,60.
b) V(éthanol) = 0,40 × 250 = 100 mL.
3. EXERCICE 3 — Concentration massique (à trous + méthode)
On dissout 4,0 g de glucose dans de l'eau pour obtenir 200 mL de solution.
a) Convertir 200 mL en litre : 200 mL = □ L.
b) Concentration massique Cm = □ / □ = □ g·L⁻¹.
c) Si on prélève 50 mL (soit 0,050 L) de cette solution, la masse de glucose prélevée est m = Cm × V = □ × □ = □ g.
Corrigé
a) 200 mL = 0,200 L.
b) Cm = 4,0 / 0,200 = 20 g·L⁻¹.
c) m = 20 × 0,050 = 1,0 g.
Cinq exercices quasi identiques pour que le geste devienne automatique. Tu vas appliquer les formules de fraction massique, fraction volumique et concentration massique avec des nombres simples. De la répétition, et du sans-faute.
À toi de jouer
1. 1. On dissout 10 g de sucre dans 190 g d'eau. Calcule la masse totale, puis la fraction massique du sucre (en décimal et en %).
Corrigé
Masse totale : 10 + 190 = 200 g.
Fraction massique du sucre : 10 / 200 = 0,05 = 5 %.
2. 2. On dissout 25 g de sel dans 475 g d'eau. Calcule la masse totale, puis la fraction massique du sel (en décimal et en %).
Corrigé
Masse totale : 25 + 475 = 500 g.
Fraction massique du sel : 25 / 500 = 0,05 = 5 %.
3. 3. Un flacon contient 500 mL de solution aqueuse. Le volume d'éthanol présent est 100 mL. Calcule la fraction volumique de l'éthanol (en décimal et en %).
Corrigé
Fraction volumique = 100 / 500 = 0,20 = 20 %.
4. 4. On dissout 7,5 g de chlorure de sodium dans de l'eau pour obtenir 250 mL de solution. Convertis 250 mL en L, puis calcule la concentration massique Cm en g·L⁻¹.
Corrigé
250 mL = 0,250 L.
Cm = 7,5 / 0,250 = 30 g·L⁻¹.
5. 5. On dissout 12,0 g de glucose dans de l'eau pour obtenir 400 mL de solution. Convertis 400 mL en L, puis calcule la concentration massique Cm en g·L⁻¹.
Corrigé
400 mL = 0,400 L.
Cm = 12,0 / 0,400 = 30,0 g·L⁻¹.
On élève le niveau. Des exercices variés, exactement comme tu les auras en contrôle. Il va falloir alterner entre classification, calcul de fraction massique, fraction volumique et concentration massique, sans oublier la conversion de volume. Tiens bon, la méthode est la même.
À toi de jouer
1. 1. Classer et justifier
Pour chaque échantillon, indique s'il s'agit d'un corps pur, d'un mélange homogène ou d'un mélange hétérogène. Justifie en une phrase.
a) Dioxygène médical (O₂ pur).
b) Limonade en bouteille fermée (liquide transparent avec bulles avant ouverture).
c) Vinaigrette après agitation (mélange huile-vinaigre).
Corrigé
a) Corps pur : le dioxygène médical ne contient qu'une seule espèce chimique, O₂ ; c'est donc un corps pur.
b) Mélange hétérogène : la limonade en bouteille fermée présente deux phases visibles à l'œil nu — une phase liquide (eau, sucre, arômes dissous) et une phase gazeuse constituée par les bulles de CO₂ — ce qui en fait un mélange hétérogène. Un mélange est homogène uniquement si une seule phase est visible.
c) Mélange hétérogène : après agitation, la vinaigrette contient deux phases liquides distinctes, l'huile et le vinaigre, qui ne se dissolvent pas l'une dans l'autre et se séparent à nouveau en quelques instants.
2. 2. Fraction massique d'une solution de caféine
Une boisson énergisante de masse totale 250 g contient 0,080 g de caféine.
a) Calcule la fraction massique de caféine dans cette boisson.
b) Exprime le résultat en % et en mg de caféine par kg de boisson.
Corrigé
a) w(caféine) = 0,080 / 250 = 0,00032.
b) En % : 0,032 %. En mg/kg : 0,080 g = 80 mg dans 0,250 kg. Cela équivaut à (80 / 0,250) = 320 mg·kg⁻¹.
3. 3. Fraction volumique d'un mélange eau – éthanol
On mélange 60 mL d'éthanol pur et 140 mL d'eau. On suppose que les volumes s'additionnent.
a) Calcule le volume total du mélange.
b) Calcule la fraction volumique de l'éthanol (en décimal puis en %).
c) Vérifie que la somme des fractions volumiques vaut 1.
Corrigé
a) V(total) = 60 + 140 = 200 mL.
b) φ(éthanol) = 60 / 200 = 0,30 = 30 %.
c) φ(eau) = 140 / 200 = 0,70 = 70 %. Somme = 0,30 + 0,70 = 1.
4. 4. Concentration massique en sulfate de cuivre
On prépare une solution en dissolvant 15,0 g de sulfate de cuivre dans de l'eau, pour obtenir un volume total de 500 mL.
a) Convertis le volume en litres.
b) Calcule la concentration massique Cm en g·L⁻¹.
c) On prélève 20 mL de cette solution. Quelle masse de sulfate de cuivre contient ce prélèvement ?
Corrigé
a) 500 mL = 0,500 L.
b) Cm = 15,0 / 0,500 = 30,0 g·L⁻¹.
c) Volume du prélèvement : 20 mL = 0,020 L. Masse prélevée = Cm × V = 30,0 × 0,020 = 0,60 g.
5. 5. Problème : sirop de fraise
Un sirop de fraise contient 65 % en masse de sucre. Sa masse volumique est ρ = 1,31 g·mL⁻¹. On dispose d'un flacon de 700 mL.
a) Calcule la masse totale du sirop dans le flacon (rappel : m = ρ × V).
b) Calcule la masse de sucre présente dans le flacon.
c) Déduis-en la concentration massique en sucre de ce sirop, en g·L⁻¹.
Corrigé
a) m(total) = ρ × V = 1,31 × 700 = 917 g.
b) Masse de sucre : m(sucre) = 0,65 × 917 = 596,05 g (environ 596 g).
c) Volume en L : 700 mL = 0,700 L. Cm = 596,05 / 0,700 = 851,5 g·L⁻¹ (environ 8,5 × 10² g·L⁻¹).
Ici on dépasse le programme de seconde pour te montrer ce qui t'attendra en première. On va croiser masse volumique, fractions et concentrations massiques avec des démarches de vérification (est-ce que la donnée « étiquette » est cohérente ?). Tu vas manipuler rigueur et sens critique, deux qualités du chimiste.
À toi de jouer
1. 1. Cohérence d'une étiquette de boisson isotonique
Une boisson de 500 mL affiche « Glucides : 30 g ». Tu souhaites vérifier la concentration massique indiquée. Tu pèses la boisson : elle a une masse de 515 g. Après ébullition complète, il reste 35 g de résidu solide (contenant tous les glucides mais aussi des sels minéraux).
a) Calcule la concentration massique en glucides annoncée (en g·L⁻¹).
b) Calcule la masse totale des solutés d'après l'évaporation. Compare à la masse annoncée de glucides et commente la cohérence de l'étiquette.
Corrigé
a) Volume = 500 mL = 0,500 L. Annoncé : 30 g pour 0,500 L → Cm,annoncée = 30 / 0,500 = 60 g·L⁻¹.
b) Résidu solide = 35 g. Or l'étiquette indique 30 g de glucides, donc il reste au moins 5 g d'autres solutés (sels minéraux, etc.). C'est cohérent : la masse de résidu (35 g) est supérieure à la masse de glucides (30 g), ce qui est logique si d'autres espèces sont dissoutes.
2. 2. Masse volumique d'un mélange eau–éthanol (analyse critique)
On dispose de deux liquides purs : eau (ρ = 1,00 g·mL⁻¹) et éthanol (ρ = 0,79 g·mL⁻¹). On prélève 100 mL d'eau et 100 mL d'éthanol. On mélange et on mesure le volume final : celui-ci n'est que 192 mL (les volumes ne s'additionnent pas parfaitement !). La masse du mélange est mesurée à 179 g.
a) Calcule la masse théorique du mélange si chaque volume était pris séparément. Vérifie que la mesure de 179 g est cohérente.
b) Calcule la masse volumique réelle du mélange. Compare-la à une « moyenne naïve » des deux masses volumiques (qui serait 0,895 g·mL⁻¹).
c) Explique pourquoi un mélange n'est pas simplement une somme de volumes : qu'est-ce que cela implique pour la notion de fraction volumique évoquée en seconde ?
Corrigé
a) Masse d'eau = 100 mL × 1,00 = 100 g. Masse d'éthanol = 100 mL × 0,79 = 79 g. Masse totale théorique = 179 g. La mesure de 179 g est donc exactement la somme des masses (les masses s'additionnent toujours).
b) Masse volumique réelle du mélange = 179 g / 192 mL ≈ 0,932 g·mL⁻¹.
La « moyenne naïve » (0,895 g·mL⁻¹) est inférieure à la valeur réelle. Cela s'explique par une contraction de volume : le volume total est inférieur à la somme des volumes, donc la masse volumique est plus élevée qu'une simple moyenne.
c) En seconde, la fraction volumique est définie par rapport au volume total réel du mélange. L'hypothèse d'additivité des volumes est une approximation qui ne tient pas toujours. En première, on insistera davantage sur la masse volumique des mélanges et les grandeurs molaires, plus fiables pour décrire les interactions entre molécules.