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L'élévation du point d'ébullition est une propriété colligative. Alors, sans plus attendre, plongeons-nous dans les propriétés colligatives des solutions !
Propriétés colligatives : Définition
Pour commencer, voyons la définition des propriétés colligatives.
Les propriétés colligatives des solutions sont les propriétés qui varient en fonction du nombre de particules de soluté présentes dans la solution.
Par exemple, si nous ajoutons de l'antigel pour radiateur (soluté) à l'eau (solvant) d'une voiture, le point de congélation du système de refroidissement de la voiture sera abaissé, ce qui empêchera le système de la voiture de geler et d'être endommagé lorsque la température baissera.
Les propriétés colligatives sont considérées comme des propriétés physiques puisqu'elles dépendent de la quantité mais pas de l'identité chimique du soluté. Ainsi, le type de soluté que tu ajoutes à un solvant n'a pas d'importance, c'est la quantité que tu ajoutes qui compte !
Lorsque plus de particules de soluté sont ajoutées au solvant, les forces intermoléculaires présentes dans le solvant sont perturbées, ce qui modifie les propriétés colligatives de la solution.
Types de colligation : Propriétés
Il existe différents types de propriétés colligatives que tu dois connaître. Il s'agit de l'élévation du point d'ébullition, de la dépression du point de congélation, de ladépression de la pression de vapeur et de la pression osmotique. L'ampleur des changements dans la plupart de ces propriétés dépend de la molalité des particules de soluté.
Lamolalité est le nombre de moles de soluté dans chaque kilogramme (kg) de solvant.
La formule pour déterminer la molalité est la suivante :
$$ \text{m = }\frac{\text{mol de soluté}}{\text{kg de solvant}}. $$
Quelle est la molalité (concentration) d'une solution de NaCl dans laquelle 2,0 moles de NaCl ont été dissoutes dans 0,5 kg d'eau (H2O) ?
Pour répondre à cette question, il suffit d'introduire les moles de sel et les kilogrammes (kg) d'eau dans la formule de la molalité.
$$ \text{m = }\frac{\text{mol de soluté}}{\text{kg de solvant}} = \frac{\text{2,0 mol de NaCl}}{\text{0,5 kg d'eau}} = 4,0\text{ m } $$
Examinons maintenant les effets d'un soluté sur chacune de ces propriétés colligatives. L'effet que l'ajout de solutés à une solution particulière a sur le point d 'ébullition (Tb) est que plus on ajoute de solutés, plus le point d'ébullition d'une solution devient élevé. En d'autres termes, l'ajout d'un soluté non volatil donnera une solution dont le point d'ébullition sera plus élevé que celui du solvant pur.
Le point de congélation (Tf) d'une solution diminue avec l'ajout d'une quantité de plus en plus importante de soluté dans une solution . Pense à ceci : lorsque l'on ajoute plus de soluté à une solution, le point d'ébullition augmente et le point de congélation diminue, ce qui a pour effet de repousser les limites à partir desquelles cette solution est à l'état liquide !
La troisième propriété colligative est la pression de vapeur (VA). Lorsque l'on ajoute un soluté, la pression de vapeur du solvant diminue parce que les molécules du soluté s'attachent aux molécules du solvant et les empêchent de s'échapper dans la phase gazeuse.
Enfin, nous avons la pression osmotique (π), et oui, elle a un rapport avec l'osmose.
Le processus d'osmose se produit lorsque les molécules d'eau (H2O) se diffusent à travers une membrane partiellement perméable d'une zone de forte concentration de moléculesH2Overs une zone de faible concentration de moléculesH2O.
Maintenant, en termes de concentration de soluté, nous disons qu'il y aura une forte concentration d'eau là où la concentration de soluté est plus faible. En fait, l'eau se déplacera de l'endroit où la concentration de soluté est plus faible vers l'endroit où la concentration de soluté est plus élevée.
Par exemple, disons que tu as un récipient séparé au milieu par une membrane semi-perméable. D'un côté du récipient, tu as une solution, et de l'autre, un solvant pur. Comme cette membrane semi-perméable permet le passage de certaines particules, tu commenceras à voir que le niveau du côté du solvant pur commencera à diminuer, tandis que le niveau du côté de la solution augmentera. Cette différence de niveau que l'on observe lorsque le système atteint l'équilibre est la pression osmotique.
Propriétés colligatives : Formule
Lorsqu'il s'agit de solutions et de propriétés colligatives, le facteur de van't Hoff devient important. Ce facteur tient compte du fait que les électrolytes ont tendance à se dissocier en ions lorsqu'ils sont dissous dans l'eau.
Le facteur de van't Hoff est désigné comme le nombre d'ions en lesquels un composé se dissocie par unité de formule.
- Pour les électrolytes ⇒ \( i \) > 1.
- Pour les non-électrolytes ⇒ \( i \) = 1
Examinons quelques exemples. Le chlorure de sodium (NaCl) est un électrolyte fort qui se dissocie complètement en un ion sodium (Na+) et un ion chlore (Cl-). Par conséquent, le facteur de van't Hoff dans ce cas serait égal à 2. Le méthanol, CH3OH, en revanche, est un non-électrolyte. Pour les non-électrolytes, le facteur de van hoff est toujours égal à 1.
Quel est le facteur de van't Hoff pour la base forte Ba(OH)2?
Pour résoudre ce problème, il suffit de compter le nombre d'ions en lesquels ce composé se dissocie. Lorsque Ba(OH)2 se dissout dans l'eau, il se dissocie en un ion baryum (Ba2+) et deux ions hydroxyde (OH-), soit un total de trois ions. La réponse serait donc i = 3.
Savoir calculer le facteur de van't Hoff des électrolytes et des non-électrolytes sera très important lorsque tu parleras des différentes formules utilisées pour calculer les différentes propriétés colligatives !
Tu as besoin de te rafraîchir la mémoire pour savoir si un composé est un électrolyte fort, faible ou non électrolytique ? Jette un coup d'œil à lasection "Électrolytes" !
Dépression du point de congélation
Commençons par l'abaissement du point de congélation. L'abaissement du point de congélation étant proportionnel à la molalité du soluté, nous pouvons déterminer la variation du point de congélation à l'aide de la formule ci-dessous :
$$ \Delta \text{T}_{f} = i\times \text{K}_{f}\times \text{m} $$
Où :
- \( \Delta \text{T}_{f} \) est le nombre de degrés auquel le point de congélation a été abaissé (c'est-à-dire la différence entre le point de congélation du solven't pur et le point de congélation de la solution) .
- \N( i \N) est le facteur de van't Hoff.
- \( \text{K}_{f} \) est la constante de dépression du point de congélation liée au solvant.
- m est la molalité du soluté
Mettons cette formule en pratique et résolvons un problème.
Calcule le point de congélation d'une solution préparée en dissolvant 4,75 grammes de chlorure de sodium (NaCl) dans 100 grammes deH2O. (La valeur de \( \text{K}_{f} \) pourH2O= 1,86 °C/m).
Tout d'abord, nous devons trouver le facteur de van't Hoff pour le NaCl. Puisque le NaCl se dissocie en un ion sodium et un ion chlore, alors \( i \) = 2.
Nous devons également calculer la molalité du NaCl.
$$ \text{m = }\frac{\text{mol de soluté}}{\text{kg de solvant}} = \frac{\text{4.75 g NaCl } \n- fois \frac{\text{1 mol NaCl}}{\text{58.44 g NaCl}} }{\text{0,1 kg d'eau}} = 0,8\text{ m NaCl} $$
Avec toutes les informations nécessaires, nous pouvons utiliser la formule ci-dessus pour calculer le changement de point de congélation de la solution aqueuse.
N'oublie pas que, puisque l'ajout de soluté abaisse le point de congélation de la solution, celui-ci doit être désigné par un signe négatif .
$$\Delta{T}_{f}= 2\cdot 1.86\frac{^\circ C}{m} \cdot 0.8\,m= - 2.98°\text{C} $$$
Enfin, nous pouvons utiliser le, \( \Delta \text{T}_{f} \), et le point de congélation de l'eau pure (0°C) pour calculer la dépression du point de congélation, \( \text{T}_{f} \).
$$ \text{T}_{f} = 0^\circ C- 2.98^\circ C= -2.98 °\text{C} $$
Élévation du point d'ébullition
La formule de l'élévation du point d'ébullition ressemble à la formule utilisée pour calculer l'abaissement du point de congélation.
- Garde à l'esprit qu'en ajoutant un soluté à une solution, le point d'ébullition de la solution augmente et devient plus élevé que celui du solvant pur.
$$ \Delta \text{T}_{b} = i\times \text{K}_{b}\times \text{m} $$
Où :
- \( \Delta \text{T}_{b} \) est le nombre de degrés auquel le point d'ébullition a été augmenté (c'est-à-dire la différence entre le pt. d'ébullition du solvant pur et le pt. d'ébullition de la solution).
- \N( i \N) est le facteur de van't Hoff.
- \( \text{K}_{b} \) est la constante d'élévation du point d'ébullition liée au solvant.
- m est la molalité du soluté
Prenons un exemple.
Calcule le point d'ébullition de 1,5 m de NaCl dans l'eau (La valeur de \( \text{K}_{b} \) pourH2O= 0,51 °C/m).
Dans ce cas, remarque que nous avons déjà la molalité du NaCl et la valeur de \( \text{K}_{b} \). Nous savons également que, pour le NaCl, le facteur de van't Hoff est égal à 2.
Nous pouvons donc ajouter ces chiffres à l'équation ci-dessus pour trouver le changement du point d'ébullition, puis utiliser le point d'ébullition de l'eau pure (100 °C) pour trouver le point d'ébullition de la solution aqueuse de NaCl.
$$ \Delta \text{T}_{b} = 2\cdot 0.51\frac{^\circ C}{m} \cdot{1,5\,m} = 1,53 °\text{C} $$
$$ \text{T}_{b} = 100°\text{C} + 1,53 °\text{C}= 101,53°\text{C} $$
Dépression de la pression de vapeur
La pression de vapeur est liée à la loi de Raoult, qui stipule que plus la concentration en soluté est élevée, plus la pression de vapeur sera faible.
La formule de la pression de vapeur est donnée ci-dessous :
$$ P_{A} = \chi_{A}\text{ }\times \text{ }P_{A}^{*} $$
Où :
- \( P_{A} \) est la pression de vapeur contribuée par le liquide, A, dans la solution.
- \( \chi_{A} \), est la fraction molaire de ce liquide particulier. La fraction molaire est calculée à l'aide de l'équation suivante : \( \chi_{A}= \frac{\text{moles de A}}{\text{moles de A + moles de B + ....}} \)
- \( P_{A}^{*} \), est la pression de vapeur du liquide A lorsqu'il est pur.
Calcule la pression de vapeur apportée par le benzène dans une solution de benzène et de toluène si la fraction molaire du benzène est de 0,4 et que sa pression de vapeur à l'état pur est de 190 torr.
En introduisant toutes les valeurs dans la formule de la pression de vapeur, nous pouvons trouver la pression de vapeur du toluène dans la solution.
$$ P_{benzène} = \chi_{benzène}\text{ }\times \text{ }P_{benzène}^{*} $$
$$ P_{benzène} = \text{0,4 }\times \text{ 190 torr} = 76 \text{ torr} $$
Remarque qu'en solution, la pression de vapeur du benzène est plus faible que lorsque le benzène est sous sa forme pure.
Pression osmotique
La dernière formule que nous allons examiner est celle de la pression osmotique, qui est la suivante :
$$ \Pi = i\times \text{M}\times \text{R}\times \text{T} $$
Où :
- \( \NPi \N) est la pression osmotique.
- \N( i \N) est le facteur de van't Hoff
- M est la molarité
- R est la constante des gaz (0,08206 L-atm/mol-K)
- T est la température en K
Calcule la pression osmotique à 25°C du liquide dans le diagramme ci-dessous ?
Le diagramme montre un récipient dans lequel se trouve 1,3 M de NaCl d'un côté, et de l'eau pure (H2O) de l'autre. En utilisant la formule ci-dessus, nous pouvons calculer la pression osmotique. Rappelle-toi que le facteur de van't Hoff pour le NaCl est de 2.
$$ \Pi = 2\times \text{1.3 M}\times \text{(0.08206 L}\cdot \text {atm/mol}\cdot \text {K )}\times \text{298 K} = \text {31.8 atm} $$
Rappelle-toi que la molarité est égale aux moles de soluté par litre de solution ! Pour en savoir plus sur la molarité, consulte"Molarité et Molalité" !
Exemples de propriétés colligatives
Parlons maintenant d'exemples de propriétés colligatives dans un laboratoire de chimie. L'expérience la plus courante que tu rencontreras dans un laboratoire pour apprendre les propriétés colligatives consiste probablement à déterminer la masse molaire d'un composé par l'abaissement du point de congélation.
Par exemple, si nous connaissons la masse du composé inconnu qui a été ajouté à une masse connue de solvant, et si nous sommes en mesure de trouver le changement de point de congélation de la solution par rapport au solvant pur, alors nous pouvons calculer la masse molaire du composé inconnu en utilisant l'équation ci-dessous !
$$ \text{Masse molaire du composé inconnu} = \frac{\text{(K}_{f} \times \text{ g})}{ \text {(ΔT}_{f} \times \text{kg de solvant}) } $$
Application des propriétés colligatives
Pour finir, parlons d'une autre application quotidienne des propriétés colligatives. Dans les régions où la température descend en dessous du point de congélation, on ajoute du sel sur les routes et les trottoirs verglacés afin d'abaisser le point de congélation et de faire fondre la glace !
J'espère que tu es maintenant plus confiant dans ta compréhension des propriétés colligatives !
Propriétés colligatives - Principaux points à retenir
- Les propriétés colligatives des solutions sont les propriétés qui varient en fonction de la quantité de particules de soluté présentes dans la solution.
- Il existedifférents types de propriétés colligatives : élévation du point d'ébullition, abaissement du point de congélation, abaissement de la pression de vapeuret pression osmotique.
- Le facteur de van't Hoff est le nombre d'ions en lesquels un composé se dissocie par unité de formule.
Références
- Moore, J. T., & Langley, R. (2021b). McGraw Hill : AP chemistry, 2022. Mcgraw-Hill Education.
- Zumdahl, S. S., Zumdahl, S. A., & Decoste, D. J. (2019). Chemistry. Cengage Learning Asia Pte Ltd.
- Theodore Lawrence Brown, Eugene, H., Bursten, B. E., Murphy, C. J., Woodward, P. M., Stoltzfus, M. W., & Lufaso, M. W. (2018). Chimie : la science centrale (14e éd.). Pearson.
- Post, R. (2020). Chimie : concepts et problèmes, un guide d'auto-apprentissage. Wiley & Sons, Incorporated, John.
- Expérience 1 : Propriétés colligatives Détermination de la masse molaire d'un composé par la dépression du point de congélation. (s.d.). https://www.ulm.edu/chemistry/courses/manuals/chem1010/experiment_01.pdf
- Chad's Videos - Taking the Stress Out of Learning Science (en anglais seulement). (n.d.-b). Chad's Prep -- DAT, MCAT, OAT & Science Prep. Récupéré le 19 octobre 2022 sur https://courses.chadsprep.com/courses/take/general-chemistry-1-and-2/pdfs/30158183-chapter-13-study-guide
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