Transcript solutions

Les propriétés physiques
des solutions
Les types de solution
• une solution est un mélange homogène de deux substances
ou plus
• six types de solution
soluté
gaz
gaz
gaz
liquide
solide
solide
solvant
gaz
liquide
solide
liquide
liquide
solide
exemples
air (O2/N2)
soda (O2/H2O)
H2/Pd
CH3CH2OH/H2O
NaCl/H2O
laiton (Cu/Zn)
Les types de solution
• une solution saturée est une solution qui contient la quantité maximale
de soluté dans une quantité donnée d’un solvant à une température
donnée
• une solution insaturée est une solution qui contient moins de soluté
qu’elle ne pourrait en dissoudre
• une solution sursaturée contient plus de soluté qu’une solution saturée
• cette solution est instable et une certaine quantité de soluté s’en
sépare pour former des cristaux (la cristallisation)
• la précipitation et la cristallisation sont presque identiques sauf
que la précipitation est habituellement rapide et produit des
petites particules et que la cristallisation est habituellement
plus lente et produit un gros cristal de forme définie
Le processus de dissolution au niveau moléculaire
• pour la dissolution, on doit considérer
trois types d’interactions:
• les interactions solvant-solvant
• les interactions soluté-soluté
• les interactions soluté-solvant
• on doit rompre les premiers deux types
d’interactions (des processus
endothermiques avec les valeurs H1 et
H2) avant que le troisième type ne se
manifeste (un processus exothermique
avec la valeur H3)
Hdis = H1 + H2 + H3
Le processus de dissolution au niveau moléculaire
• le processus de dissolution est
exothermique si les interactions solutésolvant sont plus fortes que les interactions
soluté-soluté et solvant-solvant
• le processus est endothermique si
les interactions soluté-solvant sont
plus faibles
• on peut dissoudre un soluté même si
H > 0 (processus endothermique) car
S > 0 (le désordre augmente) pour la
dissolution et G = H - T S est
possiblement négatif, donc la dissolution
est spontanée si S est suffisamment
positif
Les facteurs qui influencent la solubilité
• la solvatation est le processus par lequel un ion ou une molécule en
solution est entouré de molécules de solvant, disposées d’une manière
spécifique
• si le solvant est l’eau, on appelle aussi ce processus
l’hydratation
• en général, un soluté est soluble dans un solvant si les interactions
entre soluté et solvant sont à peu près aussi importantes que les
interactions soluté-soluté et solvant-solvant
• en général, “qui se ressemble s’assemble”
Les facteurs qui influencent la solubilité
• ex.; le CCl4 est soluble dans le C6H6 car les forces de dispersion CCl4-C6H6
sont environ aussi importantes que les forces de dispersion CCl4-CCl4 et
C6H6-C6H6
• ex.; le NaCl est soluble dans l’eau car les interactions ion-dipôle Na+-H2O et
Cl--H2O sont environ aussi importantes que les interactions ion-ion dans le
NaCl
• le NaCl est insoluble dans le CCl4 car les interactions ion-dipôle
induit Na+-CCl4 et Cl--CCl4 ne sont pas assez fortes pour
compétitionner avec les interactions ion-ion dans le NaCl
• deux liquides sont miscibles s’ils sont complètement solubles l’un dans
l’autre dans toutes les proportions (ex.; CCl4/C6H6 et eau/éthanol)
Les unités de concentration
• le pourcentage massique:
masse de soluté
 100%
masse de solution
• la molarité (M, mol/L):
moles de soluté
litres de solution
(en L)
• la molalité (m, mol/kg):
moles de soluté
masse de solvant (en kg)
Les unités de concentration
• Exemple: On dissout 6.44 g de naphtalène (C10H8) dans 80.1 g de
benzène (C6H6). Calculez le pourcentage massique du naphtalène dans
cette solution.
• Solution:
% massique
C 10 H 8 
6.44 g
(80.1  6.44)
 100%  7.44%
g
mol
• Exemple: Quelle est la molalité d’une solution formée de 7.78 g
d’urée [(NH2)2CO] dans 203 g d’eau?
• Solution: La masse molaire de l’urée est 60.06 g/mol. On a donc
(7.78 g)/(60.06 g/mol) = 0.130 mol d’urée. La molalité est
(0.130 mol)/(0.203 kg) = 0.640 m.
Les unités de concentration
• avec l’aide des ballons volumétriques, il est plus facile de
mesurer des volumes de solution que des poids de solvant
• ceci est un avantage pour la molarité versus la
molalité et le pourcentage massique
• le volume d’une solution augmente si la température
augmente (donc la molarité diminue) mais le poids ne
change pas avec la température (donc la molalité demeure
constante)
• ceci est un avantage pour la molalité et le
pourcentage massique versus la molarité
Les unités de concentration
• Exemple: Calculez la molarité d’une solution de
saccharose (C12H22O11) à 1.74 m, dont la masse volumique
est de 1.12 g/mL.
• Solution: Pour une solution 1.74 m, on a 1.74 mol de
saccharose par 1000 g d’eau. La masse de saccharose est
(1.74 mol)(342.30 g/mol) = 596 g. La masse totale est
donc 1596 g. Ceci est un volume de (1596 g)/(1.12 g/mL)
= 1425 mL = 1.425 L.
molarité

1.74 mol
1.425 L
 1.22 M
Les unités de concentration
• Exemple: Calculez la molalité d’une solution d’éthanol
(C2H5OH) 5.86 M, dont la masse volumique est de 0.927
g/mL.
• Solution: Dans un litre de solution, nous aurions 927 g
d’eau et d’éthanol. La solution est 5.86 M en éthanol,
donc un litre contient (5.86 mol)(46.07 g/mol) = 270 g
d’éthanol. On a donc 927 g - 270 g = 657 g d’eau.
molalité

5.86 mol
0.657 kg
 8.92 m
Les unités de concentration
• Exemple: Calculez la molalité d’une solution aqueuse de
NaCl à 44.6%.
• Solution: Dans 1.000 kg de solution, nous aurions 446 g
de NaCl et 554 g d’eau. On a donc (446 g)/(58.44 g/mol)
= 7.63 mol de NaCl.
molalité

7.63 mol
0.554 kg
 13.8 m
L’effet de la température sur la solubilité
• la solubilité change
avec la température
• il est souvent difficile
de prédire l’effet de la
température sur la
solubilité d’un
composé ionique
L’effet de la température sur la solubilité
• habituellement, la solubilité
d’un gaz diminue lorsque la
température augmente (par
exemple, l’oxygène moléculaire
dans le graphique à gauche)
• la pollution thermique (le
réchauffement des cours d’eau à
des températures trop élevées
qui sont nuisibles pour les êtres
qui y habitent) est reliée à la
solubilité réduite de l’oxygène
moléculaire dans l’eau chaude
La loi de Henry
• la solubilité d’un liquide ou d’un solide est
peu affectée par la pression
• cependant, la solubilité d’un gaz dans un
liquide est directement proportionnelle à la
pression qu’exerce le gaz sur la solution
• ceci est la loi de Henry
C  kP
où C est la concentration molaire (en
molL), P est la pression (en atm) du
gaz, et k est la constante de Henry
(la valeur de k dépend de la nature
du gaz et du liquide)
La loi de Henry
• pour expliquer cet effet, on note que le
nombre de molécules de gaz qui
heurtent la surface du liquide (et qui
donc peuvent ensuite entrer en solution)
est directement proportionnel à la
pression
• si le gaz réagit avec l’eau, la loi de
Henry ne fonctionnne pas très bien
eg.;


NH 3 (aq)  H 2 O(l) 
 NH 4 (aq)  OH (aq)
CO 2 (aq)  H 2 O(l) 
 H 2 CO 3 (aq)
La loi de Henry
• Exemple: Calculez la concentration (en mol/L) d’oxygène
dans l’eau à 25oC pour une pression partielle de 0.22 atm.
La constante de Henry pour l’oxygène dans l’eau est de 3.5
x 10-4 mol/(L atm).
• Solution:
C  kP
C  (3.5  10
C  7.7  10
4
5
mol
L  atm
mol
L
)(0.22 atm)
 7.7  10
5
M
Les propriétés colligatives
• une propriété colligative est la propriété d’une solution qui dépend du
nombre de particules de soluté présentes, et non pas de leur nature
•
•
•
•
la diminution de la pression de vapeur
l’élévation du point d’ébullition
l’abaissement du point de congélation
la pression osmotique
• si un électrolyte se dissocie en i particules, son effet sera i fois plus
important que celui d’un non-électrolyte de même concentration
• N.B. les formules qui suivent sont plus précises si la concentration du
soluté n’est pas très élevée, i.e., < 0.2 M
La diminution de la pression de vapeur
• la loi de Raoult dit que la pression de vapeur partielle exercée par la
vapeur du solvant au-dessus de la solution, Psolvant, est donnée par la
pression de vapeur du solvant pur, Posolvant, multipliée par la fraction
molaire du solvant dans la solution, Xsolvant
P solvant  X solvant P solvant
o
• Xsolvant = 1 - Xsoluté où Xsoluté est la fraction molaire du soluté (ou la
somme des fractions molaires, s’il y a plusieurs solutés)
• la diminution dans la pression de vapeur, P, est donnée par
ΔP  P solvant  P solvant
o
ΔP  P solvant  (1  X soluté ) P solvant
o
o
ΔP  X soluté P solvant
o
La diminution de la pression de vapeur
• la pression de vapeur du solvant diminue lors de l’ajout d’un soluté
• considère l’équilibre X(l)  X(g) , qui a une valeur de S positive
(le désordre augmente)
• en introduisant le soluté, on augmente le désordre (la solution a plus de
désordre que le liquide pur) dans le liquide
• S pour la réaction ci-haute devient moins positif
• le facteur -TS devient moins négatif
• G (= H - TS), qui était égal à zéro lorsqu’on avait le
solvant pur en équilibre avec sa vapeur, devient positif
• la condensation du gaz (la réaction inverse) devient spontanée
et se fait jusqu’à temps qu’un nouvel équilibre s’établisse
• la pression de vapeur a diminué
La diminution de la pression de vapeur
• Exemple: La pression de vapeur d’une solution de glucose (C6H12O6)
à 20oC est de 17.01 mm Hg. Celle de l’eau pure à la même
température est de 17.25 mm Hg. Calculez la molalité de cette
solution.
ΔP
• Solution:
ΔP  X soluté P solvant

X soluté 
o
P solvant
X soluté 
0.24 mm Hg
 0.0139
17.25 mm Hg
X eau  1  X soluté  0.9861
Imagine
une mole totale soluté/sol vant. On a
(0.9861 mol)(18.02
molalité

g
mol
)  17.8 g d' eau
0.0139 mol
0.0178 kg
 0.78 m
L’élévation du point d’ébullition
• on a vu que l’ajout d’un soluté nonvolatile réduit la pression de vapeur de la
solution en stabilisant le liquide par
rapport à la vapeur
• pour qu’un liquide bout, la pression de
vapeur doit être égale à la pression
atmosphérique
• on doit donc aller à une plus haute
température pour que le liquide
commence à bouillir
L’élévation du point d’ébullition
• l’élévation du point d’ébullition, Téb, est
directement proportionnelle à la molalité
de la solution
ΔT éb  m
ΔT éb  K éb m
• Kéb est la constante ébullioscopique
molale (unités K/m ou oC/m)
• on utilise molalité, plutôt que molarité,
car la molarité change avec la
température et on essaie de décrire des
variations de température
L’abaissement du point de congélation
• tout comme l’ajout de soluté stabilise le liquide
par rapport à la vapeur, l’ajout stabilise aussi la
solution par rapport au solide
• le point de congélation d’un solvant dans une
solution est plus bas que celui du solvant pur
• l’abaissement du point de congélation, Tcong,
est directement proportionnel à la molalité de
la solution
ΔT cong  m
ΔT cong  K cong m
• Kcong est la constante cryoscopique molale
(unités K/m ou oC/m)
• cette relation s’applique aux solutés volatiles et
non-volatiles
L’abaissement du point de congélation
• Exemple: Calculez les points d’ébullition et de congélation d’une
solution formée de 478 g d’éthylène glycol [CH2(OH)CH2(OH)] dans
3202 g d’eau. Les constantes ébullioscopique et cryoscopique molales
de l’eau sont 0.52 K/m et 1.86 K/m, respectivement.
• Solution: On a (478 g)/(62.07 g/mol) = 7.70 mol d’éthylène glycol.
molalité

7.70 mol
 2.40 m
3.202 kg
ΔT ébullition  (0.52 K
ΔT congélatio
n
 (1.86 K
m
m
)(2.40 m)  1.3 K
)(2.40 m)  4.47 K
• Le point d’ébullition est 101.3oC et le point de congélation est -4.47oC.
La pression osmotique
• une membrane semi-perméable permet le
passage des molécules du solvant mais
stoppe les molécules du soluté
• dans la figure, le solvant passe de la
région de basse concentration en soluté à
la région de haute concentration en
soluté
• ce mouvement net des molécules
du solvant s’appelle l’osmose
La pression osmotique
• la pression osmotique () de la solution
est la pression nécessaire pour arrêter
l’osmose
• la pression osmotique est égale à
la différence de niveau entre les
deux compartiments
• le solvant passe de la région de basse
concentration en soluté à la région de
haute concentration en soluté car le
soluté stabilise la solution
La pression osmotique
• la pression osmotique d’une solution
est donnée par
=MRT
où
M est la molarité,
R = 0.082057 L atm/(K mol), et
T est la température (en K)
• si deux solutions ont la même
pression osmotique, elles sont
isotoniques
La pression osmotique
• si deux solutions ont des pressions
osmotiques différentes, la solution
concentrée est hypertonique et la
solution diluée est hypotonique
• la pression osmotique explique divers
phénomènes:
• l’hémolyse
• la conservation de la nourriture
avec du sucre et du sel
• le tranport d’eau dans les plantes
L’utilisation des propriétés colligatives pour
déterminer la masse molaire
• Exemple: Le point de congélation d’une solution formée de 0.85 g
d’un composé organique inconnu dans 100.0 g de benzène est de
5.16oC. Quelle est la masse molaire du composé organique inconnu?
Le benzène pur a un point de fusion de 5.5oC et sa constante
cryoscopique molale est 5.12 oC/m.
• Solution:
ΔT cong  0.34 C  K cong m
o
m 
ΔT cong
K cong
o
0.34 C

5.12
 0.066 m 
molalité
o
C
 0.066 m
m
moles de composé
0.1000 kg de benzène
moles de composé
masse molaire

 0.0066
0.85 g
0.0066 mol
 1.3  10
2
g
mol
L’utilisation des propriétés colligatives pour
déterminer la masse molaire
• Exemple: À 21oC, une solution de benzène contenant 2.47 g d’un
polymère organique dans un volume final de 202 mL a une pression
osmotique de 8.63 mm Hg. Calculez la masse molaire du polymère.
1 atm
π  8.63 mm Hg 
• Solution:
 0.01136 atm
760 mm Hg
π  MRT

M 
π
RT
M 
0.01136 atm
(0.082057 L  atm
K  mol
 4.7  10
)(294 K)
4
mol
L
• un volume de 1000 mL contient 4.7 x 10-4 mol du polymère, donc
202 mL en contient (4.7 x 10-4 mol )(0.202) = 9.51 x 10-5 mol
• la masse molaire du polymère est donc (2.47 g)/(9.51 x 10-5 mol) =
2.60 x 104 g/mol
Les propriétés colligatives des solutions d’électrolytes
• pour les propriétés colligatives, c’est le nombre de particules de soluté
en solution qui est important
• donc pour quatre solutions: 0.1 M glucose, 0.1 M NaCl, 0.1 M CaCl2,
et 0.1 M FeCl3:
– les effets du soluté sur Téb, Tcong, et  seront
• 2 fois plus important pour NaCl que pour glucose
• 3 fois plus important pour CaCl2 que pour glucose
• 4 fois plus important pour FeCl3 que pour glucose
Les propriétés colligatives des solutions d’électrolytes
• on introduit le facteur de van’t Hoff, i,
i
nombre ré el de pa rticules
en soluti on après
nombre d' unités in itialement
dissociat ion
dissoute s
• le facteur de van’t Hoff serait égal à 1, 2, 3, et 4 pour le glucose, NaCl,
CaCl2, et FeCl3, respectivement
• nos formules deviennent
ΔT éb  i K éb m
ΔT cong  i K cong m
π iM R T
Les propriétés colligatives des solutions d’électrolytes
• en réalité, le nombre de particules de
l’électrolyte n’est pas aussi grand que
prévu
• les cations et anions sont attirés les uns
vers les autres et forment des paires d’ions
• une paire d’ions compte comme une
particule
• les paires d’ions réduisent la concentration
effective des particules et réduisent l’effet
du soluté sur les propriétés colligatives