Données de physique utilisées en biologie/Solutions et suspensions

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Définition

Les solutions sont des mélanges homogènes en phase liquide.
Il existe des solutions en phase gazeuse mais il faut signaler dans ce cas qu’il s'agit de solutions gazeuses. Par exemple l'air peut être considéré comme une solution gazeuse.
Les mélanges sont des ensembles de particules différentes. Une matière qui n’est pas un mélange est un corps pur.
Il existe des mélanges solides dont l'homogénéité n'est jamais parfaite. Les mélanges d'atomes les plus homogènes sont les cristaux mais en fait il s'agit de corps purs (molécules) et encore quand ils ne présentent pas d'impureté (ce qui est rare de façon naturelle donc cher !).

Quelques termes liés aux solutions

Le corps liquide principal d'une solution est le solvant.
Les autres corps d'une solution (dispersés dans le solvant) sont les solutés.
Deux corps liquides capables de former en mélange une solution sont miscibles : l'un sera le solvant, l'autre sera le soluté.
La formation d'une solution à partir de deux corps est la dissolution. C'est le liquide principal du mélange qui dissout l'autre corps ou c’est le solvant qui permet la dissolution du soluté.
Un corps pouvant former, en tant que soluté, une solution avec un liquide est soluble dans ce liquide. Si le liquide est l'eau, le corps est soluble (ou parfois pour insister hydrosoluble), par contre s'il s'agit d'un autre liquide, il faut signaler par rapport à quel liquide le corps est soluble : par exemple, les lipides qui sont insolubles, sont solubles dans les solvants organiques (Ether, Acétone, Benzène ...).
Le verbe dissoudre s'emploie lors de la dissolution : un solvant dissout un soluté alors que le soluté se dissout dans le solvant ou est dissout par le solvant.
La quantité relative d'un soluté dans une solution est la concentration en ce soluté de la solution. (Les différentes expressions de la concentration seront précisées par la suite).
Une solution riche en un soluté sera concentrée alors qu'une solution pauvre en un soluté sera diluée voire très diluée.
L'addition de solvant dans une solution est une dilution.

Les concentrations

Titre

Définition

Le titre est la proportion en masse ou en volume d'un soluté dans une solution.

Le titre, pour un soluté solide à l'état pur, donne la proportion en masse et s'exprime en % (pour cent), en ‰ (pour mille) ou en ppm (parties par million).
Le titre, pour un soluté liquide à l'état pur, donne la proportion en volume et s'exprime "en degré". Le degré est en fait une écriture qui ne conserve en exposant à côté de la valeur que le zéro inférieur du signe % : n % en volume donne n^o. De la même façon, le n ‰ (pour mille) en volume devient n^o° (n dixièmes de degré).
C'est la convention d'écriture qui est à l'origine de la lecture "degré".
C'est le degré qui indique la teneur en alcool (éthanol) des boissons alcoolisées. D'ailleurs, les alcooliers disent souvent que leur alcool titre n^o.

Concentration massique

Définition

C'est la quantité en masse du soluté par unité de volume de solution.

Elle est souvent appelée, improprement, concentration volumique. Une concentration concerne le soluté, donc dans cette mesure, c’est bien la masse de soluté qui est concernée et non pas le volume de la solution.

Elle s'exprime en g/l ou g.l^-1 (grammes par litre).

Comme le soluté va se répartir ou est réparti dans l’ensemble de la solution, cette dernière est considérée alors comme un contenant et c’est l'unité de capacité qui est utilisée et non une unité de volume.

Un autre point important est qu'une concentration massique est par unité de volume de solution et non de solvant.

Lors de la création d'une solution de NaCl à 9 g l⁻¹, mettre 250 cm³ d'eau distillée, ajouter 4,5 g de NaCl, les dissoudre totalement et ajuster le volume de la solution avec de l'eau distillée à 500 cm³ pour obtenir 500 ml d'une solution à 9 g l⁻¹ de NaCl.

Concentration molaire

Molécule et mole

Une molécule est une structure trop minuscule pour l'isoler et en mesurer la masse, alors pour les atomes ! En considérant, qu'une mole est un ensemble d'un nombre constant de molécules ou d'atomes, cet ensemble pourra être suffisamment grand pour être isolé et pesé. Le nombre particulier de molécules ou d'atomes qui constitue une mole est défini comme le nombre d'atomes d'hydrogène qui sont nécessaires pour avoir 1 g d'Hydrogène. Ce nombre de molécules ou d'atomes contenus dans une mole est le nombre d'Avogadro : sa valeur n’est pas essentielle dans l’utilisation des moles puisqu'elle relativise de la même façon toutes les mesures faites sur les moles. Il est évident que le rapport des masses de la même quantité de deux éléments en moles sera le même qu'en molécules.

Quelle est la masse molaire (masse d'une mole) de l'atome d'oxygène ? Si la masse d'une mole d'hydrogène est 1 g alors celle d'une mole de dihydrogène est de 2 g. Soit deux grammes de dihydrogène, que l’on mélange avec une grosse quantité de dioxygène (en excès). On provoque la formation d'eau et on mesure la masse d'eau formée soit 18 g. Les deux atomes d'une molécule de dihydrogène se sont liés à un atome d'Oxygène ou à une demi-molécule de dioxygène : ainsi, une mole de dihydrogène permettra la formation d'une mole d'eau. Comme deux grammes, soit une mole, de dihydrogène ont donné 18 g d'eau, c’est que la masse molaire de l'eau est de 18 g. Dans ces 18 g d'eau, il y a déjà 2 g d'hydrogène, donc il reste 16 g pour la mole d'oxygène. La masse molaire de la môle d'oxygène étant de 16 g, celle du dioxygène est donc de 32 g. C'est par cette technique de combinaisons d'éléments de masse molaire connue et d'un élément de masse molaire inconnue que toutes les masses molaires ont été déterminées.

Concentration molaire

Définition

La concentration molaire est le nombre de moles d'un soluté par litre de solution.

L'unité de la concentration molaire est la mole/l ou mole.l^-1 (mole par litre).
Elle revient à considérer un nombre de particules élémentaires de soluté par litre de solution. La concentration molaire est liée à la concentration massique par la relation :

Concentration massique du soluté = Concentration molaire du soluté x Masse molaire du soluté.

Limite de solubilité

Définition

La limite de solubilité d'un soluté dans une solution, est la quantité maximale de soluté que peut contenir la solution.

Elle s'exprime sous la forme d'une concentration.
Si on ajoute un corps pour concentrer une solution, lorsqu'on a atteint la limite de solubilité, le surplus de soluté qui ne peut se dissoudre, l'excédent, reste séparé du solvant et l’ensemble n'est plus une solution mais une suspension d'un excès de soluté dans une solution.
Une solution est saturée quand elle contient une quantité de soluté égale à la limite de solubilité. Ainsi, une suspension d'un corps soluble est constituée d'une solution à saturation mélangée à un excès non dissous de ce corps. Si un phénomène permet d'enlever une fraction de la partie dissoute du corps, la solution est maintenue à saturation par dissolution d'une même quantité de ce corps issue de l'excédent.

Solution vraie et solution colloïdale

Les solutions sont des mélanges homogènes d'au moins deux corps : un solvant et un ou plusieurs solutés. Dans un premier temps nous considérerons que les solutions ne présentant qu'un soluté et un soluté solide à l'état pur.
Lorsqu'une solution est mise dans des conditions permettant l'évaporation de son solvant (voire sa vaporisation), la solution se concentre puisque le volume de la solution diminue par fuite du solvant alors que la quantité du soluté reste la même. Lorsque la limite de solubilité du soluté est atteinte, l'excédent de soluté commence à se séparer par décantation.
Les dépôts formés sont de deux types :

• des architectures homogènes sous la forme de volumes prismatiques appelées cristaux,
• une pâte qui durcira à la fin de l'évaporation du solvant.

Les corps en solution qui par évaporation du solvant donnent :

• des cristaux sont des cristalloïdes,
• une pâte qui durcit en fin d'évaporation sont des colloïdes.

La pâte de colloïdes, si elle est incrustée dans deux structures solides (entre les fibres de deux papiers) appliquées l'une contre l'autre, en durcissant solidarisera les deux structures par une jonction solide plus ou moins résistante : la pâte de colloïdes est donc une colle.

Les solutions de cristalloïdes sont les solutions vraies et celles des colloïdes sont les solutions colloïdales.

Les Physiciens et les Chimistes, lorsqu’ils parlent de solutions sous entendent les solutions vraies : il existe très peu de corps minéraux colloïdaux. Par contre, il existe de nombreux colloïdes biochimiques (une molécule biochimique ou organique étant une molécule qui n'est fabriquée que par les êtres vivants).
Les solutions de solutés liquides ou gazeux à l'état pur sont des solutions vraies bien qu’elles ne donnent pas de cristaux par évaporation du solvant.

Les ions (sels minéraux en Biologie), sont les principaux cristalloïdes.

L'amidon et l'ovalbumine (blanc de l'œuf) sont des colloïdes. Personne ne niera l'effet collant de l'ovalbumine après avoir cassé un œuf. L'empois d'amidon, solution aqueuse d'amidon, permet l'empesage (appelé aussi amidonnage) c'est-à-dire le procédé pour raidir un tissu par couverture d'un colloïde durci : le tissu imbibé d'empois d'amidon "séché" par repassage (doux) devient rigide. Cette technique est aujourd’hui peu utilisée sauf pour la confection des coiffes régionales mais avec un autre colloïde que l'amidon qui a une légère teinte jaune à moins que des additifs permettent aux tissus ou dentelles de rester blanches.

Les silicates d'alumine de l'argile sont des colloïdes qui par décantation donnent les vases (pâtes) qui peuvent durcir par assèchement voire par "cuisson" pour donner les poteries ou naturellement par métamorphisation des argiles pour donner des schistes.

Les solutions vraies et colloïdales se distinguent par d'autres caractéristiques qui seront vues par la suite : leur stabilité et leurs propriétés optiques notamment. Mais on peut d'ores et déjà dire que c’est la taille des particules en solution qui distinguent les cristalloïdes des colloïdes.

Stabilité des solutions

Le maintien des caractéristiques d'une solution sur une longue période, avec ou non des modifications de pression ou de température importantes ou faibles déterminera le niveau de stabilité d'une solution.
Les solutions vraies sont des solutions stables voire très stables.
Les solutions colloïdales sont des solutions instables.

Complément : les flacons souples Les flacons souples permettent de limiter l'espace de vaporisation du solvant dans le récipient : par déformation du flacon, le niveau du liquide est approché au maximum de l'ouverture limitant le volume d'air au contact de la solution. Cela limite l'évaporation du solvant entre deux ouvertures car le faible volume d'air sera vite saturé par une faible quantité de vapeur de solvant. Cela est fondamental pour les solvants dangereux sous forme de vapeur soit par leur causticité (agression de la peau), soit par inhalation ... Certains solvants inflammables seront moins à risque si la quantité de dioxygène mélangée aux vapeurs de solvant est faible. Il ne faut pas manquer avant une manipulation de bien lire les étiquettes des conditionnements des produits chimiques pour limiter les risques lors du travail et lors du stockage. Voir la sécurité au laboratoire.

La stabilité des solutions vraies permet la préparation à l'avance de ces mélanges. La commercialisation des cristalloïdes peut se faire sous la forme de solution ou de cristaux. Le risque majeur de déstabilisation pour les solutions vraies est l'évaporation du solvant et pour les plus concentrées celui de la cristallisation du soluté : d'où la nécessité de les conserver dans des flacons hermétiquement fermés voire souples (complément jaune).

Les solutions colloïdales n'existent que pour des conditions physico-chimiques particulières dont certaines ne peuvent être maintenues dans le temps : ce qui explique l'instabilité de ces solutions. Elles devront être fabriquées juste avant les manipulations qui les nécessitent. La commercialisation des colloïdes ne se fait donc pas sous forme de solution mais sous forme solide (bloc, poudre ou flocons) et encore pour certains colloïdes avec des techniques très précises d'obtention.

Complément : irréversibilité et modifications chimiques Les protides à structure tertiaire coagulent à forte température par dénaturation de leur structure spatiale qui libère des liaisons permettant de lier entre eux les protides dénaturés en un coagulat qui ne pourra plus être dissous par la suite. L'amidon flocule par refroidissement de la solution (il n'est soluble qu’à chaud) en regroupant des molécules d'amidon en masse diffuse, les flocons, qui se déposent lentement mais comme il n'y a pas de modification chimique de l'amidon la remise en solution sera possible si les conditions requises sont récréées : comme il est possible de retrouver l'état initial la floculation est réversible.

Complément : Utilisation des colloïdes Les colloïdes forment des colles. L'amidon est un colloïde qui était utilisé pour l'empesage qui rend rigide les cols de chemise amidonnés. En cuisine les colloïdes : épaississent les sauces, structurent la mie du pain, les soufflets les pâtes à tartes, maintiennent les émulsions comme les mayonnaises et les blancs en neige.

Lors de la déstabilisation des solutions colloïdales, les colloïdes précipitent soit de façon irréversible lors d'une coagulation soit de façon réversible lors d'une floculation. La coagulation est obtenue dans un premier temps par une modification chimique du colloïde (sous l'effet de modifications physico-chimiques) et l'établissement de liaisons entre les produits obtenus rendant le retour à l'état initial impossible donc l'irréversibilité du processus. (Complément vert)

Ces propriétés de certains colloïdes sont utilisées ou ont été utilisées (Complément rouge)

Propriétés optiques des solutions

Les solutions ont les mêmes propriétés optiques que celles du solvant pur. Ainsi, les solutions aqueuses sont aussi limpides que l'eau. Toutefois, elles peuvent prendre la coloration du ou des solutés sans perdre leur limpidité. Dans le cas des colorations intenses, l'absorption de la lumière peut donner une opacité à certaines solutions puisqu'à partir d'une certaine épaisseur l'absorption de la lumière sera totale. C'est le cas notamment du café même quand il est complètement filtré c'est-à-dire ne présente aucune particule en suspension.

Un faisceau de lumière à rayons parallèles, envoyé perpendiculairement (angle d'incidence nul) sur l'une des faces parallèles d'une cuve en verre à faces parallèles (séparées par une distance faible -de l’ordre du centimètre-) dans laquelle est mise une solution permet de mettre en évidence l'Effet Tyndall. Les solutions vraies ne montrent aucune matérialisation du faisceau, ce qui indique l'absence de déviation des rayons lumineux. Les solutions colloïdales donnent une matérialisation du faisceau sans halo qui s'expliquent par une faible déviation des rayons lumineux.

Les solutions colloïdales très concentrées montrent, à l'œil nu, une limpidité légèrement troublée (petite déviation des rayons lumineux d'autant plus importante que leur surface de contact avec l'air est éloignée du plan. C'est ce qui explique l’apparence du blanc d'œuf cru débarrassé de son enveloppe.

Pour être complet, la présence de particules non dissoutes (suspension) augmente la déviation des rayons lumineux en effet Tyndall et la suspension matérialise le faisceau lumineux avec un halo important tout autour pouvant dans une cuve de petites dimensions rendre opalescent l’ensemble du contenu.

La dissolution

Définition

La dissolution ou mise en solution est le mécanisme faisant passer un corps et un liquide (voire un gaz) d'un état de mélange hétérogène à un état de solution. La dissolution s'accompagne d'un phénomène de diffusion de façon à ce que le corps se disperse dans tout le volume du liquide (ou du gaz) pour atteindre l'homogénéité du mélange propre aux solutions.

Solution ionique

Soit un corps du type sel : nous choisirons le sulfate de cuivre parce qu’il nous permettra de mieux appréhender le phénomène, puisque sa couleur matérialisera le phénomène à l'échelle macroscopique. Des cristaux bleus de sulfate de cuivre (solides) sont mis au contact d'eau. Au bout d'un certain temps, il ne reste plus rien des éléments solides de sulfate de cuivre et le liquide, au moins dans et autour de la zone d'origine des cristaux, est devenu bleu. Le sulfate de cuivre est manifestement passé d'un état solide à un état liquide particulier (hors fusion) de mélange étroit avec l'eau qui est l'état de solution : il s'agit bien d'une dissolution. Les observations montrent que le sulfate de cuivre s'est séparé en deux ions et qu'ainsi la soi-disant solution de sulfate de cuivre est en réalité une double solution ionique de Cu²⁺ et SO₄^2-. Pour être complet seuls les ions cuivriques sont de couleur bleue. Les ions sont des atomes ayant gagné ou perdu un ou des électrons et qui ainsi présentent une charge électrique : négative s'ils ont gagné un ou des électrons, positive s'ils en ont perdus. Lors d'une électrolyse, les ions à charge positive sont attirés par la cathode et sont appelés les cations, alors que les ions à charge négative attirés par l'anode sont les anions.

Du fait de la polarité des molécules d'eau, autour de chacun des ions se sont installées des sphères d'eau, liées par des liaisons polaires (électriques) d'autant plus fortes qu’elles sont proches de l'ion. L'ion (en solution aqueuse) est un ensemble d'un atome ayant gagné ou perdu un ou des électrons et de molécules d'eau liées : par exemple l'ion cuivrique devrait s'écrire Cu(H₂O)_n^2-.
En toute logique, les ions de charges opposées devraient s'attirer et se rejoindre puisqu’ils sont en milieu fluide, mais ils ne le font pas puisque la solution est stable. L'attraction de nature électrique entre deux ions est proportionnelle au produit des charges (faible en l’occurrence pour deux ions puisqu’un électron a une charge électrique élémentaire) et inversement proportionnelle au carré de la distance qui les sépare. Les sphères d'eau qui entourent chacun des ions ont une épaisseur influant sur la distance entre deux ions de charges opposées (au minimum l'épaisseur des sphères entourant l'un à laquelle s'ajoute celle des sphères d'eau de l'autre) : du fait de la distance entre les ions et du faible niveau de charges électriques, l'attraction entre un cation et un anion est insuffisante pour chasser l'eau liée autour des ions les empêchant ainsi de se rejoindre (d'où la stabilité des solutions ioniques).

Dans les cristaux de sulfate de cuivre, les sulfates et les cuivres sont liés entre eux par des liaisons de covalence (partage de deux électrons), et les molécules de sulfate de cuivre sont liées entre elles pour former le cristal (ou tout au moins le solide).
En considérant l'agitation moléculaire de l'eau, il est imaginable que les collisions entre les molécules d'eau et la surface des cristaux séparent, dans un premier temps, les molécules de sulfate de cuivre qui était à la surface des cristaux du reste, et dans un deuxième temps, dissocient chaque molécule de sulfate de cuivre en deux particules chargées qui s'entourent d'eau liée et se retrouvent, ainsi, suffisamment distantes pour ne plus s'attirer suffisamment et donc pour retourner à l'état de sulfate de cuivre.
On montre que pour un même volume de sulfate de cuivre, la dissolution est d'autant plus rapide que les cristaux sont petits (et donc nombreux). Un volume étant une dimension au cube, alors que la surface est la même dimension au carré, le volume évolue plus vite que la surface lors de l’augmentation de cette dimension : la surface d'une particule relative à son volume est d'autant plus grande que la particule est petite. Comme la dissolution est un phénomène de surface, plus la surface des cristaux est importante par rapport au volume, plus la dissolution sera rapide.
De plus, la température du système augmente la vitesse de dissolution, ce qui peut s'expliquer par l’augmentation de l'agitation moléculaire de l'eau dépendant de cette température.
Si on disperse les cristaux par agitation du système, on réduit les zones de contact entre les cristaux qui protègent les surfaces en ces points, des collisions dues à l'agitation moléculaire de l'eau et la dissolution s'en trouve accélérée.
Enfin, l'ionisation du sulfate de cuivre sera favorisée par un niveau d'énergie important (température forte) du système puisque les électrons tendent à s'écarter de leur noyau quand ils sont soumis à un apport d'énergie ce qui tend à écarter l'un de l'autre les noyaux atomiques (début de leur séparation).

La cristallisation à partir d'une solution vraie peut se faire par évaporation du solvant.
La disparition de l'eau liée autour des ions permettra le rapprochement des ions de charges opposées et la mise en commun des ou de l' électron, donc, la reformation de la molécule initiale.
L'évaporation du solvant, réduisant le volume de la solution, des molécules reformées seront suffisamment proches les unes des autres pour pouvoir se réorganiser en cristaux. L'eau non liée vaporisera en premier (à 100 °C), puis l'eau liée vaporisera à une température d'autant plus forte qu'elle appartient à une couronne proche de l'ion car il faudra non seulement de l'énergie pour la vaporisation de l'eau mais aussi de l'énergie pour détacher l'eau liée et comme plus celle-ci est proche de l'ion plus les liaisons avec lui sont importantes, plus il faudra d'énergie pour les séparer.

Il faudra retenir que tout ion en solution est un atome ayant perdu ou gagné un ou plusieurs électrons entouré d'eau liée qui aura un diamètre particulaire plus grand que celui de l'eau (au moins deux fois plus gros puisque de part et d’autre de l'ion il y a au moins une molécule d'eau).

Solution des sucres

Les sucres présentent des polarités qui vont jouer comme pour les ions, mais il y a aussi la possibilité d'eau liée par adhésion à des parties de molécules dont certaines sont en position interne aux molécules. Ces molécules d'eau adhérant aux molécules de sucre se lient à d'autres molécules d'eau du fait de leur polarité rajoutant de l'eau liée autour de chaque molécule.
On retrouve l'effet mouillant de l'eau qui explique l'affinité des sucres pour l'eau qui les rend poisseux en présence d'eau (même en petite quantité).
Enfin, en faisant évaporer l'eau d'une solution sucrée, on atteint un niveau d'énergie très important (température forte) pour pouvoir dégager l'eau adhérente au plus profond des molécules de sucres. Ce niveau d'énergie atteint la limite de résistance thermique des molécules de sucres qui, par perte d'hydrogène et d’hydroxyde (d'hydronium OH), forment de l'eau.
Mais la disparition d'hydrogène et d'hydroxyde dans la molécule de sucre donne un enrichissement (relatif) en carbone et les molécules enrichies en carbone virent progressivement au noir en passant par une teinte de plus en plus brune : c’est la caramélisation des sucres.

Les suspensions

Les suspensions sont des mélanges en phase liquide non homogènes dans lesquels des particules ne sont pas dissoutes. Les particules non dissoutes sont soit des particules non solubles dans le liquide principal, soit des particules solubles dans celui-ci mais au-delà de leur limite de solubilité. Les particules non dissoutes sont dites en suspension.

Les suspensions n'ont pas de concentration mais montrent une charge. La phase principale liquide pouvant être une solution, montrera une ou des concentrations en solutés et la phase secondaire (regroupant toutes les particules en suspension) constituera une charge. La turbidité d'une suspension est liée à la charge mais dépend aussi de la qualité des particules en suspension. La turbidité est le niveau de trouble des suspensions (en opposition avec la limpidité des solutions vraies) : elle s'évalue par un coefficient d'absorption d'une onde (lumineuse ou autre).

Les émulsions sont des suspensions d’un liquide ou d’un gaz dans un liquide : la phase secondaire est sous forme de petites sphères dans le liquide principal.
Les émulsions sont utilisées en cuisine : le lait et la vinaigrette sont des émulsions alors que la mayonnaise, la chantilly et les blancs en neige peuvent être considérés comme des émulsions bien que l’état pâteux obtenu en fin de préparation n’est plus tout à fait une phase liquide.

Les suspensions sont en général instables, c’est-à-dire qu’elles n’ont d’existence que si elles sont agitées car les particules non dissoutes se séparent par gravité, le phénomène est la décantation, en surnageant pour les particules de densité inférieure à celle du liquide principal et en dépôt pour celles de densité supérieure. Toutefois certaines sont stabilisées dans des conditions physico-chimiques précises comme les suspensions de lipides dans une eau additionnées de savon ou de bile. Le lait est une suspension stable de lipides dans une solution aqueuse même si une fraction des lipides peut décanter pour former la couche de crème en surnageant.

La présence de particules non dissoutes ( en suspension) augmente la déviation des rayons lumineux en effet Tyndall et la suspension matérialise le faisceau lumineux avec un halo important tout autour pouvant dans une cuve de petites dimensions rendre opalescent l’ensemble du contenu. À l'œil nu, le lait suspension de lipides dans de l'eau (émulsion) doit à cette déviation son aspect laiteux. Toutes les émulsions (suspensions liquide/liquide ou suspension liquide/gaz voir solide transparent/gaz ) tendent à prendre cet aspect laiteux au moins quand elles sont bien agitées ou que les éléments sont au mieux mélangés (petites particules réparties le plus uniformément possible). Dans cet état, peuvent être expliqués les aspects des mélanges de substances transparentes comme les brouillards et les brumes, l'écume marine, les blancs d'œuf en neige, le quartz laiteux, les jets d'eau ... ou le blanchiment des mayonnaises, du beurre blanc, des mousses de bière et de champagne.