Les solutions - testmonlab.weebly.comtestmonlab.weebly.com/uploads/8/4/3/5/8435032/chapitre_1_preuve_2... · ous avons vu dans le chapitre 1 de Chimie générale que la matière qui

Lorsqu’elle est bue, l’eau de mer cause la déshydratation en attirant l’eau des tissus corporels.

1.1 Solutions avides d’eau : pourquoi il ne faut pas boire d’eau de mer 2

1.2 Types de solutions et solubilité 4

1.3 Aspects énergétiques de la formation des solutions 8

1.4 Équilibre des solutions et facteurs influant sur la solubilité 12

1.5 Concentration molaire volumique 16

1.6 Autres modes d’expression de la composition des solutions 22

1.7 Propriétés colligatives : abaissement de la pression de vapeur, abaissement du point de congélation, élévation du point d’ébullition et élévation de la pression osmotique 27

Chapitre

1Une molécule de

substance non saline (piégée dans le

solvant) dissoute dans 100 molécules de n’importe quel liquide

volatil diminue la pression de vapeur de ce liquide

d’une fraction quasi constante, soit

environ 0,0105.

François-Marie Raoult

(1830-1901)

Les solutions

2 Chapitre 1 Les solutions

Nous avons vu dans le chapitre 1 de Chimie générale que la matière qui nous entoure se présente surtout sous forme de mélanges. Le présent chapitre porte sur les mélanges homogènes, ou solutions, c’est-à-dire des mélanges dans lesquels les atomes et

les molécules s’entremêlent uniformément à l’échelle moléculaire et atomique. L’eau des océans, l’essence et l’air sont des exemples bien connus de solutions. Pourquoi les solutions se forment-elles ? En quoi leurs propriétés diffèrent-elles de celles des substances pures qui les composent ? Lisez ce chapitre en pensant aux innombrables solutions qui font partie de votre vie quotidienne, y compris celles qui entrent dans la constitution de votre propre corps.

1.1 Solutions avides d’eau : pourquoi il ne faut pas boire d’eau de mer

Dans un roman populaire, L’histoire de Pi de Yann Martel, le personnage principal (Pi) dérive pendant 227 jours dans un canot de sauvetage au milieu de l’océan Pacifique, en compagnie d’un tigre du Bengale. Il survit en partie en distillant de l’eau de mer avec un dispositif solaire pour la rendre potable. Pourtant, au cours des trois premiers jours de sa mésaventure, avant de construire son distillateur solaire de fortune, il n’a pas d’eau douce et finit par souffrir d’une grave déshydratation. Son état n’aurait pu qu’empirer s’il avait bu de l’eau de mer. Pourquoi ? En fait, lorsqu’elle pénètre dans l’estomac et l’intestin, l’eau de mer attire l’eau des tissus dans le tube digestif ; il s’ensuit une diarrhée qui entraîne l’eau hors du corps, aggravant ainsi la déshydratation. On peut imaginer l’eau de mer comme étant une solution avide d’eau, car elle attire l’eau vers elle. Il ne faut donc jamais boire d’eau de mer.

L’eau de mer (figure 1.1) est un exemple de solution, soit un mélange homogène de deux substances ou plus. Une solution renferme au moins deux constituants. Ceux-ci peuvent se trouver sous forme liquide, solide ou gazeuse. Le constituant majoritaire est généralement appelé solvant, et le constituant minoritaire, soluté. Dans l’eau de mer, l’eau est le solvant et le chlorure de sodium est le soluté principal.

H2OSolvant

Na+ SolutéCl–

▶ Figure 1.1 Solution typique Dans l’eau de mer, le chlorure de sodium est le soluté principal et l’eau est le solvant.

Dans une solution, la quantité de soluté est variable. Par exemple, on peut ajouter seulement une petite quantité de sel à l’eau pour préparer une solution diluée, qui contient une petite quantité de soluté par rapport au solvant. À l’opposé, on peut ajouter beaucoup de sel dans l’eau pour préparer une solution concentrée, qui renferme une grande quan-tité de soluté par rapport au solvant.

Si l’eau de mer attire l’eau vers elle, c’est en raison de la tendance naturelle à l’aug-mentation du désordre. Dans le cas présent, cette observation se traduit par la formation spontanée d’un mélange, un concept que nous approfondirons plus loin dans ce chapitre et dans le chapitre 6. Pour l’instant, retenons simplement qu’à moins d’un bilan énergé-tique très défavorable, des substances ont tendance à se combiner en mélanges uni-formes plutôt que de se séparer en substances pures. Par exemple, supposons que de l’eau pure et une solution de chlorure de sodium sont retenues dans des compartiments distincts séparés par une cloison amovible, comme le montre la figure 1.2(a). Si on enlève

Dans certains cas, les concepts de soluté et de solvant ne sont pas utiles (par exemple, pour une solution composée de parties égales d’éthanol et d’eau).

1.1 Solutions avides d’eau : pourquoi il ne faut pas boire d’eau de mer 3

la cloison, les deux liquides se mélangent spontanément et finissent par former une solu-tion salée plus diluée, de concentration uniforme, comme celle illustrée à la figure 1.2(b). Le résultat de la tendance au mélange (à l’augmentation du désordre) est une solution finale de concentration uniforme.

H2ONa+ Cl–(a) (b)

Lorsque la cloison est enlevée, les liquides se mélangent spontanément et deviennent une solution de concentration uniforme.

Mélange spontané

C’est à cause de cette tendance au mélange que l’eau de mer est une solution avide d’eau. Lorsque l’eau de mer traverse l’intestin, elle entre en contact avec les cellules de la muqueuse du tube digestif. Les cellules sont composées de membranes et d’un liquide (cytosol) dans lequel baignent des organites. Ce fluide cellulaire contient des ions dissous, dont des ions sodium et chlorure. Toutefois, ces ions sont plus dilués dans ce fluide que dans l’eau de mer. La tendance de la nature au mélange (qui favorise la production de solutions de concentration uniforme), jumelée à la perméabilité sélective des membranes cellulaires (qui permet à l’eau d’entrer et de sortir, mais régule le passage des solides dissous), fait en sorte qu’une certaine quantité d’eau sort des cellules du corps pour passer dans l’eau de mer. Ainsi, les deux solutions ont maintenant des concentrations plus similaires (comme si elles s’étaient mélangées) : la solution présente dans l’intestin devient un peu plus diluée, et la solution intracellulaire, un peu plus concentrée. Ce transfert d’eau se solde par une accumu lation de liquide additionnel dans l’intestin, d’où la diarrhée, et une perte de fluides dans les cellules, d’où la déshydratation. Si Pi avait bu de l’eau de mer au lieu de fabriquer le distillateur solaire, ni lui ni le tigre du Bengale n’auraient survécu à leur épreuve.

Il est intéressant de noter qu’en biolo-gie, on définit une solution isotonique comme une solution dont la concentration en soluté est identique à celle des liquides biologiques. De son côté, une solution hypo tonique possède une concentration moins élevée en soluté, comparativement aux liquides biologiques, alors que c’est le contraire dans le cas des solutions hyper-toniques. En médecine, on a recours à de telles solutions lors de la préparation pour certains examens, comme la colono sco-pie. On fait donc boire une solution hyper-tonique au patient afin de vider le côlon de ses matières fécales et de faciliter l’exa-men visuel des parois de l’intestin.

Sens de circulation de l’eau

Intérieur des cellules du corps – solution diluée

Eau de mer dans le tube digestif –

solution concentrée

▼ L’eau de mer est une solution plus concentrée que les fluides présents dans les cellules du corps. Par conséquent, lorsqu’elle traverse le tube digestif, l’eau de mer attire l’eau hors des tissus avoisinants.

▼ Figure 1.2 tendance au mélange (a) De l’eau pure et une solution de chlorure de sodium sont séparées par une cloison. (b) Lorsque la cloison est enlevée, les deux liquides se mélangent spontanément, ce qui produit une solution unique de concentration uniforme.


1.2 Types de solutions et solubilitéUne solution peut être composée d’un solide et d’un liquide (comme le sel et l’eau, qui sont les deux principaux constituants de l’eau de mer), mais aussi d’un gaz et d’un liquide, de deux liquides différents ou d’autres combinaisons (voir le tableau 1.1). Dans une solution aqueuse, le solvant est l’eau et le soluté est un solide, un liquide ou un gaz. Par exemple, le sucre ou le sel solide se mélangent facilement avec l’eau avec laquelle ils forment une solution aqueuse. Il en est de même de l’éthanol (l’alcool que l’on retrouve dans les bois-sons alcoolisées), qui forme une solution avec l’eau, et du dioxyde de carbone gazeux qui, une fois dissous dans l’eau, produit la solution appelée soda nature (« club soda »).

tableau 1.1 exemples de solutions bien connues

type de solution Soluté Solvant exemple

Solution gazeuse Gaz Gaz Air (oxygène et azote, principalement)Solution liquide Gaz Liquide Soda nature (CO2 et eau)

Liquide Liquide Vodka (éthanol et eau)Solide Liquide Eau de mer (sel et eau)

Solution solide Solide Solide Laiton (cuivre et zinc) et autres alliages

Vous avez probablement eu l’occasion de constater qu’un solvant donné, comme l’eau, ne dissout pas tous les solutés possibles. Par exemple, si vos mains sont couvertes de graisse d’automobile, vous n’arriverez pas à les nettoyer juste avec de l’eau. Par contre, la graisse, qui est insoluble dans l’eau, se dissoudra facilement dans un solvant approprié, par exemple un diluant pour peintures. La solubilité d’une substance est la quantité de cette substance qui se dissout dans une quantité donnée de solvant. Ainsi, la solubilité du chlo-rure de sodium dans l’eau à 25 °C est de 36 g de NaCl par 100 g d’eau, alors que celle de la graisse dans l’eau est pratiquement de zéro. La solubilité d’une substance dans une autre dépend à la fois de la tendance naturelle au mélange, un concept abordé dans la section 1.1, et des types de forces intermoléculaires étudiés dans le chapitre 6 de Chimie générale.

Tendance naturelle au mélange : entropieEn chimie générale, nous avons vu que bien des systèmes chimiques tendent vers une énergie potentielle moindre. Par exemple, deux particules de charges opposées vont l’une vers l’autre parce que leur énergie potentielle diminue à mesure qu’elles se rapprochent, conformément à la loi de Coulomb. Toutefois, la formation d’une solution n’abaisse pas nécessairement l’énergie potentielle de ses particules. La formation d’un mélange homo-gène – une solution – de deux gaz parfaits en est l’exemple le plus éloquent. Imaginons que du néon et de l’argon sont placés dans un contenant dont les compartiments sont séparés par une cloison amovible, comme l’illustre la figure 1.3(a). Dès que la cloison est enlevée, le néon et l’argon se mélangent et forment une solution, comme le montre la figure 1.3(b). Pourquoi ?

Dans des conditions de basse pression et de température modérée, le néon et l’argon se comportent tous deux comme des gaz parfaits, et n’interagissent d’aucune façon (ce qui signifie qu’il n’y a aucune force importante entre leurs particules). Lorsque la cloison est enlevée, les deux gaz se mélangent, mais gardent la même énergie potentielle. Le mélange de deux gaz parfaits ne peut s’expliquer par l’abaissement de leur énergie potentielle. Dans ce cas, la tendance au mélange est plutôt liée à un concept appelé entropie.

L’entropie est une mesure de la répartition aléatoire ou de la dispersion de l’énergie dans un système. À n’importe quelle température au-dessus de 0 K, un gaz possède une énergie cinétique associée aux mouvements de ses atomes. Lorsqu’une cloison retient le néon et l’argon dans des compartiments individuels, elle isole aussi les énergies poten-tielles de chacun. Quand on enlève la cloison entre les compartiments, chaque gaz, ainsi que son énergie cinétique, s’étend ou se disperse dans un volume accru. Une fois mélan-gés, les deux gaz ont donc une dispersion d’énergie plus grande, ou une entropie plus élevée, que lorsqu’ils sont dans des compartiments distincts.

H2OCO2

▲ Le soda nature (« club soda ») est une solution de dioxyde de carbone et d’eau.

Les solubilités de plusieurs composés ioniques sont décrites par les règles de solubilité définies dans le chapitre 7 de Chimie générale.

ArNe

(a)

(b)

▲ Figure 1.3 Mélange spontané de deux gaz parfaits (a) Le néon et l’argon sont séparés par une cloison. (b) Lorsqu’on enlève la cloison, les deux gaz se mélangent spontanément et forment une solution homogène.


Si deux gaz se mélangent, c’est en raison de la tendance généralisée de tous les types d’énergie à prendre de l’expansion ou à se disperser, dès qu’ils ont la possibilité de le faire. Le transfert d’énergie thermique du chaud au froid est un autre exemple courant de la tendance vers la dispersion de l’énergie. Si une extrémité d’une tige de fer est chauffée, l’énergie thermique qui lui est transmise se propage spontanément sur toute la longueur de la tige. La tendance de l’énergie à se disperser fait en sorte que l’énergie thermique passe de l’extrémité chaude à l’extrémité froide de la tige, et non dans le sens inverse.

Effet des forces intermoléculairesAinsi, en l’absence de forces intermoléculaires, deux substances se mélangent spontané-ment et forment une solution homogène. Or, dans le chapitre 6 de Chimie générale, on dit qu’il existe différentes forces intermoléculaires au sein des solides et des liquides, telles que des forces de dispersion (forces de London), des forces dipôle-dipôle, des ponts hydro-gène et des forces ion-dipôle (figure 1.4). Ces forces peuvent favoriser ou empêcher la for-mation d’une solution, selon leur nature dans le mélange soluté-solvant en question.

Dispersion Dipôle-dipôle Pont hydrogène Ion-dipôle

EauH2OÉthanol

(C2H5OH)Acétone(C3H6O)

Trichlorométhane(chloroforme)

(CHCl3)Heptane(C7H16)

Pentane(C5H12)

Forces intermoléculaires

Na+

Des forces intermoléculaires s’établissent entre toutes les paires suivantes : 1) parti-cule de solvant et particule de soluté ; 2) deux particules de solvant ; 3) deux particules de soluté (figure 1.5).

Interactions solvant-soluté : Interactions entre une particule de solvant et une particule de soluté.

Interactions solvant-solvant : Interactions entre une particule de solvant et une autre particule de solvant.

Interactions soluté-soluté : Interactions entre une particule de soluté et une autre particule de soluté.

Interactionssolvant-solvant

Interactionssoluté-soluté

Interactionssolvant-soluté

Solution

Interactions dans une solution

▲ Figure 1.5 Forces en présence dans une solution Les intensités relatives de ces trois interactions déter minent si une solution se forme ou non.

▼ Figure 1.4 Forces intermoléculaires intervenant dans les solutions


Comme le rappelle le tableau 1.2, une solution se forme toujours si la force des interac-tions solvant-soluté est sensiblement égale, voire supérieure, à la force des interactions solvant-solvant ou des interactions soluté-soluté. Prenons l’exemple du mélange du pentane (C5H12) et de l’heptane (C7H16), deux hydrocarbures. Les forces présentes entre les molé-cules de pentane, ainsi qu’entre les molécules d’heptane, sont des forces de dispersion (forces de London). Les forces intermoléculaires entre le pentane et l’heptane sont aussi des forces de dispersion. Les trois types d’interactions étant du même ordre de grandeur, les deux substances sont solubles l’une dans l’autre en toutes proportions et sont dites miscibles. La solution se forme à cause de la tendance vers le mélange, ou vers une entropie accrue.

tableau 1.2 interactions relatives et formation des solutions

Interactions solvant-soluté

Interactions solvant-solvant et soluté-soluté

Formation d’une solution


5 Interactions solvant-solvant et soluté-soluté

Formation d’une solution


Interactions solvant-solvant et soluté-soluté

Formation on non d’une solution, selon leur force relative

Si les interactions solvant-soluté sont plus faibles que les interactions solvant-solvant et soluté-soluté, une solution peut malgré tout se former, selon la force relative des interac-tions. Si la différence est petite, la tendance au mélange entraîne la formation d’une solu-tion même si le processus est endothermique. Si la différence est grande, il ne se formera pas de solution. Prenons l’exemple d’un mélange d’hexane et d’eau. Les molécules d’eau sont attirées les unes vers les autres par de forts ponts hydrogène, mais elles ne peuvent établir de telles interactions avec les molécules d’hexane. La séparation des molécules d’eau demande trop d’énergie, et l’interaction entre les molécules d’hexane et d’eau ne permet pas d’en récupérer suffisamment. Un mélange d’hexane et d’eau ne forme donc pas de solution. Aussi forte soit-elle, la tendance au mélange ne peut compenser la différence entre les puissantes interactions solvant-solvant et les faibles interactions solvant-soluté.

En général, on peut utiliser la règle empirique selon laquelle « qui se ressemble s’assemble » pour prédire la formation des solutions. Les solvants polaires, tels que l’eau, ont tendance à dissoudre un grand nombre de solutés polaires ou ioniques, et les solvants non polaires, tels que l’hexane, ont tendance à dissoudre un grand nombre de solu-tés non polaires. Des solvants qui se ressemblent dissolvent des solutés qui leur res-semblent. Le tableau 1.3 énumère quelques solvants polaires et non polaires d’usage courant au laboratoire.

tableau 1.3 Solvants habituellement utilisés en laboratoire

Solvants polaires Solvants non ou peu polaires

Eau (H2O)Acétone (C3H6O)Méthanol (CH3OH)Éthanol (CH3CH2OH)

Hexane (C6H14)Éthoxyéthane (CH3CH2OCH2CH3)*Toluène (C7H8)Tétrachlorométhane (CCl4)

* L’éthoxyéthane peut être considéré comme un solvant intermédiaire entre les solvants polaires et non polaires.

exeMple 1.1 Solubilité

Une classification usuelle des vitamines repose sur leur solubilité soit dans les matières grasses (liposo-lubles), soit dans l’eau (hydrosolubles). Les vitamines hydrosolubles se dissolvent dans les solutions aqueuses de l’organisme. (Elles s’éliminent donc facilement dans l’urine et le risque d’en consommer une quantité excessive est faible.) Les vitamines liposolubles, par contre, peuvent s’accumuler dans les dépôts adipeux du corps, qui sont essentiellement non polaires. Ainsi, la consommation excessive d’une vitamine liposoluble peut être néfaste. Examinez chacune des structures suivantes et indiquez si la vitamine correspondante est liposoluble ou hydrosoluble.


(a) Vitamine C (c) Vitamine A

CH2

CC

HO OH

HO

HO

CHCH C

O O

H2C

H2C

CH3CH3H3C

CHCH

CHCH

CCH

CH3

CH2CCH OH

C

CH2 CH3

C

C

(b) Vitamine K3 (d) Vitamine B5

C

C

C

CHHC

HCCH3CH

CH

O

O

C

C

CH2CH2

CHC

NH CH2 OH

CH3H3C

HOC

O

C

O

HO

SOlutiON

(a) En raison de ses quatre liaisons OiH, la vitamine C est très polaire et peut former des ponts hydrogène avec l’eau. Elle est hydrosoluble.

CH2

CC

HO OH

HO

HO

CHC

O OCH

(b) Les liaisons Ci C et Ci H de la vitamine K3 sont non polaires. Les liaisons C“ O sont polaires, mais les dipôles s’opposent l’un à l’autre et s’annulent en grande partie. Puisque les liaisons non polaires sont prédominantes, la vitamine K3 est liposoluble.

C

C

C

CHHC

HCCH3CH

CH

O

O

C

C

(c) Les liaisons Ci C et Ci H de la vitamine A sont non polaires. L’unique liaison OiH polaire augmente légèrement la solubilité dans l’eau, mais la vitamine A est dans l’ensemble non polaire et, par conséquent, liposoluble.

H2C

H2C

CH3CH3H3C

CHCH

CHCH

CCH

CH3

CH2CCH OH

C

CH2 CH3

C

C

(d) Les trois liaisons OiH, la liaison NiH et les deux liaisons C“ O rendent la vitamine B5 très polaire et lui permettent de former des ponts hydrogène avec l’eau. La vitamine B5 est hydrosoluble.

CH2CH2

CHC

NH CH2 OH

CH3H3C

HO

HO

C C

OO

exerCiCe pratiQue 1.1Déterminez si les composés suivants sont solubles dans l’hexane :

(a) eau (H2O) (b) propane (CH3CH2CH3) (c) ammoniac (NH3) (d) chlorure d’hydrogène (HCl)


lien conceptuel 1.1 SolubilitéLe tableau ci-dessous montre la solubilité de différents alcools dans l’eau et dans l’hexane. Expliquez, à l’aide des forces intermoléculaires, les tendances observées.

alcool Modèle compactSolubilité dans l’eau (h2O) (mol d’alcool/100 g h2O)

Solubilité dans l’hexane (C6h14) (mol d’alcool/100 g C6h14)

Méthanol (CH3OH) Miscible 0,12

Éthanol (CH3CH2OH) Miscible Miscible

Propan-1-ol (CH3CH2CH2OH) Miscible Miscible

Butan-1-ol (CH3CH2CH2CH2OH) 0,11 Miscible

Pentan-1-ol (CH3CH2CH2CH2CH2OH) 0,030 Miscible

Vous êtes maintenant en mesure de faire les exercices suivants : 1 à 3, 78 et 79.

1.3 Aspects énergétiques de la formation des solutions

La formation d’une solution peut être associée à des variations d’énergie dont la nature dépend des interactions relatives entre les particules du soluté et du solvant. Par exemple, la dissociation de l’hydroxyde de sodium dans l’eau s’accompagne d’un dégagement de chaleur, et le processus est exothermique. Au contraire, quand on dissout du nitrate d’am-monium (NH4NO3) dans l’eau, une certaine quantité de chaleur est absorbée et le proces-sus est endothermique. D’autres solutions, comme le chlorure de sodium dans l’eau, se forment pratiquement sans absorption ni dégagement de chaleur. Comment expliquer ces différents comportements ?

On peut comprendre les variations d’énergie associées à la formation des solutions en imaginant que le processus se déroule en trois étapes, qui correspondent toutes à une variation d’enthalpie :

1. Séparation du soluté en ses particules constituantes.

∆Hslt* 0

Cette étape est toujours endothermique (H positive), car il faut de l’énergie pour vaincre les forces qui retiennent ensemble les particules de soluté.

1.1 Thermodynamique et enthalpieRafraîchissez votre mémoire en consultant ce rappel de notions de thermodynamique, d’enthalpie et de relations faisant intervenir HRn.

* slt : abréviation de « soluté ».


2. Séparation des particules de solvant et création d’espace pour les particules de soluté.

∆Hslv* 0

Cette étape est aussi endothermique, car il faut de l’énergie pour vaincre les forces intermoléculaires entre les particules de solvant.

3. Mélange des particules de soluté et des particules de solvant.

+ ∆Hmélange 0

Cette étape est exothermique, car il y a un dégagement d’énergie lorsque les parti-cules de soluté interagissent avec les particules de solvant par l’intermédiaire de divers types de forces intermoléculaires.

Selon la loi de Hess, la variation globale d’enthalpie pour la formation de la solution, l’enthalpie de la solution (Hsln**) est la somme des variations d’enthalpie associées à chaque étape :

Hsln = Hslt + Hslv + Hmélange

endothermique (1) endothermique (1) exothermique (2)

Les deux premiers termes sont endothermiques (H positive) et le troisième est exo-thermique (H négative) ; le signe global de Hsln dépend des valeurs de chaque terme, comme l’illustre la figure 1.6.

1. Si la somme des termes endothermiques est à peu près égale à la valeur du terme exothermique, la Hsln est d’environ zéro. Une solution se forme parce que l’entropie augmente lors du mélange, tandis que l’énergie globale du système demeure pratique-ment constante.

2. Si la somme des termes endothermiques est plus petite que la valeur du terme exo-thermique, la Hsln est négative et la formation de la solution est exothermique. Dans ce cas, la formation d’une solution résulte à la fois de la tendance vers une énergie moindre et de la tendance vers une entropie plus grande.

3. Si la somme des termes endothermiques est supérieure à la valeur du terme exother-mique, la Hsln est positive et la formation de la solution est endothermique. Si la Hsln n’est pas trop grande, la tendance vers une entropie accrue entraîne quand même la formation d’une solution. Aucune solution ne se forme si la Hsln est trop grande.

* slv : abréviation de « solvant ».** sln : abréviation de « solution ».


3 11

2

Processusnet

exothermiqueProcessusnetendothermique

2

3Mélange desparticules de soluté

et de solvant

Séparationdes particules

de soluté


de soluté


de solvant∆Hslv

∆Hmélange

Mélange desparticules de soluté

et de solvant∆Hslt

∆Hsln

∆Hmélange

∆Hslv

Solution

∆Hsln

(a) Processus exothermique

Particules de solvant séparées

Particules de soluté séparées

(b) Processus endothermique


de solvant

∆Hslt

Particulesde solvanten agrégats

Particulesde soluté

en agrégats

Aspects énergétiques de la formation des solutions

Particules de soluté séparées

Particulesde solutéséparées

Particulesde soluté

en agrégats

Particules de solvant séparées


Particulesde solutéséparées


Particulesde solvanten agrégats Solution

▲ Figure 1.6 aspects énergétiques du processus de formation des solutions (a) Lorsque la valeur de Hmélange est plus grande que la somme de Hslt et de Hslv, la Hsln est négative (processus exothermique). (b) Lorsque la valeur de Hmélange est plus petite que la somme de Hslt et de Hslv, Hsln est positive (processus endothermique).

Solutions aqueuses et chaleurs d’hydratationBien des solutions courantes, telles que l’eau de mer dans l’exemple présenté au début de ce chapitre, contiennent un composé ionique dissous dans l’eau. Pour ces solutions aqueuses, Hslv et Hmélange peuvent être combinées en un seul terme, appelé chaleur d’hydratation (ΔHhydratation), décrit à la figure 1.7, qui désigne la variation d’enthalpie observée lorsqu’une mole d’ions d’un soluté gazeux se dissout dans l’eau. Comme les interactions ion-dipôle entre un ion dissous et les molécules d’eau environnantes (figure 1.8) sont beaucoup plus fortes que les ponts hydrogène dans l’eau, la Hhydratation est toujours très négative (processus exothermique) pour les composés ioniques. Avec la chaleur d’hydratation, l’enthalpie d’une solution peut s’exprimer par une somme de seule-ment deux termes, l’un endothermique et l’autre exothermique :

ΔHsln = ΔHslt + ΔHslv + ΔHmélange

ΔHsln = ΔHslt + ΔHhydratationendothermique exothermique (positive) (négative)


K+(aq) + F–(aq)

K+(g) + F–(g)

KF(s) ∆Hsln = +2 kJ/mol

Énergie ∆Hslt = –∆H réseau∆Hslt = +821 kJ/mol ∆Hhydratation = –819 kJ/mol

Chaleur d’hydratation

Dans le cas des composés ioniques, l’énergie requise pour séparer le soluté en ses particules constituantes (Hslt) est le négatif de l’énergie de réseau du soluté (Hslt 5 2 Hréseau), un concept abordé dans le chapitre 5 de Chimie générale. Pour les solutions aqueuses ioniques, l’enthalpie globale de solution dépend donc des valeurs rela-tives de Hslt et de Hhydratation, et trois scénarios sont possibles.

1. Hslt 6 Hhydratation . La quantité d’énergie requise pour séparer le soluté en ses ions constituants est inférieure à la quantité d’énergie dégagée par l’hydratation des ions. Par conséquent, la Hsln est négative et la formation de la solution est exo-thermique. Le bromure de lithium et l’hydroxyde de potassium sont des exemples de solutés dont les enthalpies de solution sont négatives. Lorsque ces solutés se dis-solvent dans l’eau, les solutions résultantes deviennent chaudes au toucher.

LiBr(s)H2Oh Li+(aq) + Br-(aq) Hsln = -48,78 kJ>mol

KOH(s)H2Oh K+(aq) + OH-(aq) Hsln = -57,56 kJ>mol

2. Hslt 7 Hhydratation . La quantité d’énergie requise pour séparer le soluté en ses ions constituants est supérieure à la quantité d’énergie dégagée par l’hydratation des ions. Par conséquent, la Hsln est positive et le processus de dissolution (si une solu-tion se forme) est endothermique. Le nitrate d’ammonium et le nitrate d’argent sont

◀ Figure 1.7 Chaleur d’hydratation et chaleur de solution La chaleur d’hydratation est la chaleur émise lorsque 1 mol d’ions d’un soluté gazeux se dissout dans l’eau. La chaleur de solution est la somme de la Hslt (négatif de l’énergie de réseau) et de la chaleur d’hydratation.

◀ Figure 1.8 interactions iondipôle Les interactions ion-dipôle, comme celles qui existent entre les ions potassium, les ions fluorure et les molécules d’eau, donnent lieu à une chaleur d’hydratation très négative (processus exothermique).

Interactions ion-dipôle

Solution de KF


des exemples de solutés dont les enthalpies de solution sont positives. Lorsque ces solutés se dissolvent dans l’eau, les solutions résultantes deviennent froides au toucher.

NH4NO3(s)H2O

h NH4+(aq) + NO3

-(aq) Hsln = +25,67 kJ>mol

AgNO3(s)H2O

h Ag+(aq) + NO3-(aq) Hsln = +36,91 kJ>mol

3. Hslt Hhydratation . La quantité d’énergie requise pour séparer le soluté en ses ions constituants est à peu près égale à la quantité d’énergie dégagée par l’hydratation des ions. Par conséquent, la Hsln est presque nulle et le processus de dissolution n’est pas franchement exothermique ou endothermique. Le chlorure de sodium et le fluorure de sodium sont des exemples de solutés dont les enthalpies de solution sont proches de zéro. Lorsque ces solutés se dissolvent dans l’eau, les solutions résultantes ne subissent pas de variation perceptible de température.

NaCl(s)H2O

h Na+(aq) + Cl-(aq) Hsln = +3,88 kJ>mol

NaF(s)H2O

h Na+(aq) + F-(aq) Hsln = +0,91 kJ>mol

lien conceptuel 1.2 aspects énergétiques de la formation des solutions aqueuses

Le fluorure de césium a une enthalpie de solution de 236,8 kJ/mol. Que peut-on conclure sur les valeurs relatives de Hslt et de Hhydratation ?

Vous êtes maintenant en mesure de faire les exercices suivants : 4 à 9, 80, 81 et 115.

1.4 Équilibre des solutions et facteurs influant sur la solubilité

La dissolution d’un soluté dans un solvant est un processus d’équilibre semblable à celui qui est associé à un changement d’état (voir le chapitre 7 de Chimie générale). Imaginons, d’un point de vue moléculaire, la dissolution d’un soluté solide comme le chlorure de sodium dans un solvant liquide comme l’eau. Au début, les molécules d’eau dissolvent rapidement les cations sodium et les anions chlorure, et on constate que la quantité de chlorure de sodium solide dans l’eau diminue. Avec le temps, la concentration de chlorure de sodium dissous dans la solution augmente. Ce chlorure de sodium dissous peut alors commencer à se recristalliser sous forme de chlorure de sodium solide. Au départ, la vitesse de dissolution dépasse de beaucoup la vitesse de recristallisation. Toutefois, la vitesse de recristallisation s’accroît à mesure qu’augmente la concentration de chlorure de sodium dissous. Les vitesses de dissolution et de recristallisation finissent par devenir égales, et l’équilibre dynamique est atteint :

NaCl(s)

H2Om Na+(aq) + Cl-(aq)

Une solution dans laquelle le soluté dissous est en équilibre dynamique avec le soluté solide (ou non dissous) est une solution saturée. Si l’on ajoute du soluté additionnel à une solution saturée, il ne se dissoudra pas. Une solution qui contient moins que la quan-tité de soluté à l’équilibre est une solution insaturée. Si l’on ajoute du soluté à une solu-tion non saturée, celui-ci se dissoudra jusqu’à ce que l’état de saturation soit atteint.

Dans certaines circonstances, on peut observer la formation d’une solution contenant plus de soluté qu’elle ne peut en dissoudre normalement. Cette solution, appelée solution sursaturée, est instable et le soluté en excès précipite normalement hors de celle-ci. Dans


certains cas, une solution peut rester sursaturée pendant de longues périodes, si elle n’est pas perturbée. Dans le cadre d’une expérience souvent effectuée en classe, on ajoute une infime quantité d’acétate de sodium solide à une solution sursaturée d’acétate de sodium. On déclenche ainsi la précipitation du soluté qui se cristallise hors de la solution (figure 1.9).

Solubilité des solides en fonction de la températureLa solubilité dans l’eau de la plupart des solides dépend grandement de la température. Avez-vous déjà remarqué à quel point vous pouvez dissoudre plus de sucre dans un thé chaud que dans un thé froid ? Bien qu’il existe plusieurs exceptions, la solubilité de la plu-part des solides dans l’eau augmente à mesure que la température s’élève (figure 1.10). Par exemple, la solubilité du nitrate de potassium (KNO3) à la température ambiante est d’envi-ron 37 g de KNO3 par 100 g d’eau. À 50 °C, elle grimpe à 88 g de KNO3 par 100 g d’eau.

La recristallisation est une technique de purification d’un solide couramment utilisée en chimie organique. Au cours de cette opération, on ajoute assez de solide à l’eau (ou à un autre solvant) pour créer une solution saturée à une tem-pérature élevée. À mesure que la solution refroidit, celle-ci se sursature et le solide en excès précipite. Si la solution refroidit lentement, le solide sort de la solution en formant des cristaux (les ions libres en solution peuvent maintenant être captés par les cristaux formés). La structure cristalline a tendance à reje-ter les impuretés, ce qui produit un solide plus pur.

Facteurs qui modifient la solubilité des gaz dans l’eauLes solutions composées de gaz dissous dans l’eau abondent. Le soda nature, par exemple, est une solution de dioxyde de carbone et d’eau, et la plupart des liquides exposés à l’air ren-ferment des gaz dissous provenant du milieu ambiant. C’est grâce à l’oxygène dissous dans l’eau des lacs ou des océans que les poissons respirent ; il en est de même de notre sang qui contient de l’azote, de l’oxygène et du dioxyde de carbone dis-sous. La solubilité d’un gaz dans un liquide dépend à la fois de la température et de la pression.

Effet de la températureOn peut observer l’effet de la température sur la solubilité d’un gaz dans l’eau en faisant chauffer de l’eau du robinet sur une cuisinière. De petites bulles apparaissent dans l’eau avant que celle-ci atteigne son point d’ébullition. Principalement formées d’azote et d’oxygène, ces bulles sont de l’air dissous qui s’échappe de la solution. (Une fois que l’eau bout, les bulles deviennent plus vigoureuses et plus grosses, et sont faites de vapeur d’eau.) L’air dissous s’échappe de la solution parce que, contrairement à la solubilité des solides – qui augmente généralement avec la température –, la solubilité des gaz dans les liquides diminue lorsque la température augmente.

◀ Figure 1.9 précipitation dans une solution sursaturée Lorsqu’on ajoute une petite quantité d’acétate de sodium solide à une solution sursaturée d’acétate de sodium, le soluté en excès précipite hors de la solution.

Dans le cas de la dissolution du sucre dans l’eau, l’élévation de la tempéra-ture augmente à la fois la vitesse à laquelle le sucre se dissout et la quantité de sucre qui se dissout.

10 20 30 40 50 60 70 80 90 100Température (°C)

00

10

20

30

40

50

60

70

80

90

100

Solu

bilit

é (g

de

solu

té d

ans 1

00 g

H2O

)

KClO 3

K 2Cr 2O

7

Na2SO4

KNO 3

Pb(NO 3) 2

CaCl 2

NaNO 3

KCl

NaCl

▲ Figure 1.10 Solubilité et température La solubilité de la plupart des solides augmente lorsque la température s’élève.


C’est en raison de cette relation inverse entre la solubilité d’un gaz et la température qu’une boisson gazeuse tiède pétille plus qu’une boisson gazeuse froide lorsqu’on ouvre le contenant, et qu’une bière chaude perd ses bulles plus rapidement qu’une bière froide. Une solution perd plus de dioxyde de carbone à la température ambiante qu’à une température plus basse puisque le gaz y est moins soluble. Cette rela-tion inverse permet également de comprendre pour-quoi la pêche dans un lac trop chaud est peu fructueuse. La température élevée réduit la concen-tration d’oxygène, ce qui rend le poisson léthargique et peu porté à mordre au leurre ou à l’appât que vous pourriez lui présenter.

lien conceptuel 1.3 Solubilité et températureUne solution est saturée à la fois d’azote gazeux et de bromure de potassium à 75 °C. Lorsque la solution est refroidie et atteint la température ambiante, quelle situation est le plus susceptible de se produire ?

(a) Des bulles d’azote gazeux s’échappent de la solution.

(b) Du bromure de potassium précipite hors de la solution.

(c) Des bulles d’azote gazeux s’échappent de la solution et du bromure de potassium précipite hors de la solution.

(d) Rien ne se passe.

Effet de la pressionLa solubilité des gaz dépend aussi de la pression. Plus la pression d’un gaz au-dessus d’un liquide est élevée, plus le gaz est soluble dans le liquide. Dans une canette de boisson gazeuse fermée hermétiquement, par exemple, le dioxyde de carbone exerce une forte pression qui le maintient en solution à l’intérieur. À l’ouverture de la canette, cette pres-sion est libérée et la solubilité du dioxyde de carbone diminue, d’où la formation de bulles (figure 1.11).

Diminutionde la pressionde CO2

Dégagementde CO2 horsde la solution

CO2 souspression

CO2 dissousdans la solution

▶ Figure 1.11 pétillement du soda nature L’effervescence observée à l’ouverture d’une canette de soda est due à une baisse de la pression du dioxyde de carbone au-dessus du liquide. À plus faible pression, le dioxyde de carbone est moins soluble et s’échappe de la solution sous forme de bulles.

Boissongazeuse tiède

Boissongazeuse froide

▶ Une boisson gazeuse à la température de la pièce dégage plus de bulles qu’une boisson gazeuse froide parce que le dioxyde de carbone est moins soluble dans la solution chaude.


Pour comprendre la solubilité accrue d’un gaz dans un liquide, regardons les cylindres illustrés ci-dessous, qui contiennent de l’eau et du dioxyde de carbone gazeux.

Rétablissementde l’équilibre

Équilibre Augmentation de la pressionPlus de CO2 dissous

Le premier cylindre représente un équilibre entre le dioxyde de carbone gazeux et dissous – la vitesse à laquelle les molécules de dioxyde de carbone entrent dans la solution est égale à la vitesse à laquelle elles en sortent. Imaginons que le volume est réduit, comme dans le deuxième cylindre. La pression de dioxyde de carbone augmente, ce qui accroît la vitesse d’entrée dans la solution. Le nombre de molécules en solution augmente jusqu’à ce qu’un nouvel équilibre soit établi, comme dans le troisième cylindre. Ainsi, la quantité de dioxyde de carbone en solution est maintenant plus grande.

La loi de Henry permet de quantifier la solubilité des gaz en fonction d’une pression croissante :

Sgaz 5 kPgaz

où Sgaz est la solubilité du gaz (habituellement en moles par litre), k est une constante de proportionnalité (appelée constante de Henry) qui dépend du soluté et du solvant en ques-tion et de la température et Pgaz est la pression partielle du gaz (habituellement en atmo-sphères ou en kilopascals). L’équation montre que la solubilité d’un gaz dans un liquide est directement proportionnelle à la pression du gaz au-dessus du liquide. Le tableau 1.4 donne les constantes de Henry pour quelques gaz courants.

tableau 1.4 Constantes de henry pour quelques gaz dans l’eau à 25 °C

gaz k (mol/latm)

O2 1,3 3 1023

N2 6,1 3 1024

CO2 3,4 3 1022

NH3 5,8 3 101

He 3,7 3 1024

lien conceptuel 1.4 loi de henryExaminez attentivement les constantes de Henry indiquées dans le tableau 1.4. Pourquoi la constante relative à l’ammoniac est-elle plus grande que les autres ?


exeMple 1.2 Loi de Henry*

Quelle doit être la pression de dioxyde de carbone dans une bouteille de boisson gazeuse pour maintenir la concentration de dioxyde de carbone à 0,12 mol/L à 25 °C ?

trier Vous connaissez la solubilité désirée du dioxyde de carbone et devez trouver la pression requise pour atteindre cette solubilité.

DONNÉe SCO2= 0,12 mol/L

iNFOrMatiON reCherChÉe PCO2

ÉtaBlir uNe StratÉgie Utilisez la loi de Henry pour trouver la pres-sion requise à partir de la solubilité. Vous aurez besoin de la constante de Henry pour le dioxyde de carbone.

plaN CONCeptuel

SCO2 PCO2

SCO2 = kCO2PCO2

relatiONS utiliSÉeSSgaz = kPgaz (loi de Henry)

kCO2 5 3,4 3 1022 mol/Latm (tableau 1.4)

rÉSOuDre Résolvez l’équation de Henry pour PCO2

et remplacez les autres quantités pour calculer la pression.

SOlutiON SCO2

= kCO2PCO2

PCO2=

SCO2

kCO2

50,12 mol/L

3,4 3 1022 mol/Latm

= 3,5 atm

VÉriFier Les unités sont correctes et la réponse semble raisonnable. Une petite valeur (par exemple, moins de 1 atm) aurait été suspecte, car vous savez en ouvrant la bouteille de soda que la pression est supérieure à la pression atmosphérique. Une valeur très élevée (par exemple, plus de 100 atm) aurait été suspecte, car une bouteille ou une canette ordinaire ne pourrait être soumise à des pressions aussi fortes sans exploser.

exerCiCe pratiQue 1.2Déterminez la solubilité de l’oxygène dans l’eau exposée à l’air à 25 °C et à 1,0 atm. Supposez que la pression partielle pour l’oxygène est de 0,21 atm.

Vous êtes maintenant en mesure de faire les exercices suivants :

10 à 17, 82, 83, 107 et 116.

1.5 Concentration molaire volumiqueDans la section 1.1, nous avons défini ce que sont les solutions diluées et les solu-tions concentrées. La composition d’une solution décrit la quantité de soluté dans une solution. Une façon courante d’exprimer la composition des solutions est la

* L’appendice 1 (« La résolution de problèmes en chimie ») expose la méthode générale de résolution de problèmes utilisée dans ce manuel.


concentration molaire volumique (C)*, qui est la quantité de soluté (en moles) divisée par le volume de la solution (en litres) :

Concentration molaire volumique (C) 5quantité de soluté (mol)

volume de la solution (L)

Notez que la concentration molaire volumique est le rapport de la quantité de soluté par litre de solution, et non par litre de solvant. Pour préparer une solution de concentra-tion molaire volumique donnée, on suggère souvent de déposer le soluté dans une fiole jaugée contenant déjà une petite quantité d’eau (ou d’un autre solvant) à l’aide d’un enton-noir. En réalité, il est plus facile d’ajouter une petite quantité de solvant dans la fiole jau-gée seulement après avoir ajouté le soluté afin d’éviter une congestion de soluté au niveau du goulot de la fiole. On mélange la préparation en tournant la fiole jaugée (sans inver-sion). On ajoute ensuite le solvant jusqu’au volume désiré de solution, comme il est illustré à la figure 1.12. Finalement, on mélange la solution par inversion. La concentration molaire volumique est commode pour la préparation, la dilution et le transfert de solu-tions, car elle indique la quantité de soluté par unité de solution transférée.

Par exemple, pour fabriquer 1 L d’une solution de NaCl 1 mol/L, on place 1 mol de NaCl dans la fiole, puis on ajoute de l’eau pour obtenir 1 L de solution (figure 1.12). On ne combine pas 1 mol de NaCl avec 1 L d’eau parce que la solution résultante aurait un volume total qui excéderait 1 L et par conséquent une concentration molaire volumique inférieure à 1 mol/L. Pour calculer la concentration molaire volumique, on divise la quan-tité de soluté en moles par le volume de solution (soluté et solvant) en litres, comme le montre l’exemple 1.3.

Une fois le solide dissous, rajouter de l’eau jusqu’à

la marque de 1 L.

Solution de NaCl 1,00 mol/L

Mélanger parinversion.

Peser 1,00 mol de NaCl (58,44 g) et ajouter dans

la �ole jaugée qui contient déjà une petite quantité d’eau.

Mélanger par rotation.

▲ Figure 1.12 préparation d’une solution de concentration connue Pour préparer une solution de NaCl 1 mol/L, ajouter 1 mol de solide dans une fiole jaugée contenant une faible quantité d’eau et diluer avec de l’eau pour obtenir 1 L de solution.

* Le terme « molarité » est fréquemment utilisé pour désigner la concentration molaire volumique.** Rappel : slt : abréviation de « soluté » ; slv : abréviation de « solvant » ; sln : abréviation de « solution ».


Utilisation de la concentration molaire volumique dans les calculsLa concentration molaire volumique d’une solution peut servir de facteur de conver-sion entre les moles de soluté et les litres de la solution. Par exemple, une solution de NaCl 0,500 mol/L contient 0,500 mol de NaCl pour chaque litre de solution :

L de solution mol de NaCl0,500 mol NaClpermet la conversion de

L sln

Ce facteur de conversion permet de convertir des litres de solution en moles de NaCl. Pour faire le contraire, il suffit d’inverser le facteur de conversion :

mol de NaCl L de solutionL slnpermet la conversion de

0,500 mol NaCl

1.2 Stœchiométrie des solutionsRafraîchissez votre mémoire en consultant ce rappel de notions de stœchiométrie des solutions.

exeMple 1.3 Calcul de la concentration molaire volumique d’une solution*

Si on dissout 25,5 g de KBr dans assez d’eau pour obtenir 1,75 L de solution, quelle est la concentration molaire volumique de la solution ?

trier On vous donne la masse de KBr et le volume d’une solution et on vous demande de trouver sa concentration molaire volumique.

DONNÉeS 25,5 g KBr, 1,75 L solution

iNFOrMatiON reCherChÉe concentration molaire volumique (C)

ÉtaBlir uNe StratÉgie Lorsque vous formulez le plan conceptuel, pensez à la définition de la concentration molaire volumique, qui est la quantité de soluté en moles par litre de solution.

On vous donne la masse de KBr, alors utilisez d’abord la masse molaire de KBr pour convertir les grammes de KBr en mole de KBr.

Puis, utilisez le nombre de moles de KBr et les litres de solution pour trouver la concentration molaire volumique.

plaN CONCeptuel

masseKBr nKBr

mol KBr, L de solution concentration molairevolumique (C)

1 mol KBr

119,00 g KBr

quantité de soluté (mol)Concentration molaire volumique (C) =

volume de solution (L)

nslt=Vsln

relatiON utiliSÉe MKBr 5 119,00 g KBr/mol KBr

rÉSOuDre. Suivez le plan conceptuel. Commencez par les grammes de KBr et conver-tissez-les en moles de KBr, puis utilisez les moles de KBr et les litres de solution pour calculer la concentration molaire volumique.

SOlutiON

25,5 g KBr *1 mol KBr

119,00 g KBr= 0,2143 mol KBr

Concentration molaire volumique (C) 5

nslt

Vsln

50,2143 mol KBr

5 0,122 mol/L1,75 L sln

VÉriFier Les unités de la réponse (mol/L) sont correctes. La grandeur est réaliste. La concentration des solutions courantes varie de 0 à environ 18 mol/L. Des concentrations très au-dessus de 18 mol/L sont douteuses et doivent être vérifiées soigneusement.

exerCiCe pratiQue 1.3Calculez la concentration molaire volumique d’une solution qu’on a préparée en ajoutant 45,4 g de NaNO3 à une fiole et en diluant avec de l’eau pour obtenir un volume total de 2,50 L.

exerCiCe pratiQue SupplÉMeNtaire 1.3Quelle masse de KBr (en grammes) doit-on utiliser pour préparer 250,0 mL d’une solution de KBr 1,50 mol/L ?


L’exemple 1.4 montre comment utiliser la concentration molaire volumique de cette façon.

exeMple 1.4 Utilisation de la concentration molaire volumique dans les calculs

Combien de litres d’une solution de NaOH 0,125 mol/L contient 0,255 mol de NaOH ?

trier On vous donne la concentration de la solution de NaOH. On vous demande de trouver le volume de la solution qui contient une quantité donnée (en moles) de NaOH.

DONNÉeS solution de NaOH 0,125 mol/L, 0,255 mol NaOH

iNFOrMatiON reCherChÉe volume de la solution de NaOH (L)

ÉtaBlir uNe StratÉgie Le plan conceptuel commence par les moles de NaOH et montre la conversion en litres de solution en se servant de la concentration molaire volumique comme facteur de conversion.

plaN CONCeptuel

nNaOH Vsln

1 L sln

0,125 mol NaOH

relatiON utiliSÉe

NaOH 0,125 mol/L =0,125 mol NaOH

1 L sln

rÉSOuDre Suivez le plan conceptuel. Commencez par les moles de NaOH et convertissez en litres de solution.

SOlutiON

0,255 mol NaOH *1 L sln

0,125 mol NaOH= 2,04 L sln

VÉriFier Les unités de la réponse (L) sont correctes. La grandeur semble réaliste parce que la solution contient 0,125 mol/L. Par conséquent, environ 2 L contiennent la quantité donnée de moles (0,255 mol).

exerCiCe pratiQue 1.4Combien de grammes de saccharose (C12H22O11) y a-t-il dans 1,55 L d’une solution de saccharose 0,758 mol/L ?

exerCiCe pratiQue SupplÉMeNtaire 1.4Combien de millilitres d’une solution de KCl 0,155 mol/L contiennent 2,55 g de KCl ?

lien conceptuel 1.5 SolutionsSi on dissout 25 g de sel dans 251 g d’eau, quelle est la masse de la solution résultante ?

(a) 251 g (b) 276 g (c) 226 g

Dilution des solutionsPour économiser de l’espace dans les laboratoires, les solutions sont souvent conservées sous des formes concentrées appelées solutions mères. Par exemple, l’acide chlorhydrique est souvent entreposé sous forme de solution mère 12 mol/L. Cependant, de nombreux protocoles de laboratoire requièrent des solutions d’acide chlorhydrique beaucoup moins concentrées, de sorte qu’il faut diluer la solution mère à la concentration désirée. Comment déterminer le volume de la solution mère à utiliser ? La façon la plus simple pour résoudre les problèmes de dilution consiste à utiliser l’équation de dilution suivante :

C1V1 5 C2V2 [1.1]

où C1 et V1 sont la concentration molaire volumique et le volume de la solution concentrée initiale, et C2 et V2 sont la concentration molaire volumique et le volume de la solution diluée finale. Cette équation fonctionne parce que la concentration molaire volumique mul-tipliée par le volume donne le même nombre de moles de soluté dans les deux solutions :

C1V1 5 C2V2

mol1 5 mol2

Quand on dilue les acides, il faut toujours ajouter l’acide concentré à l’eau. N’ajoutez jamais l’eau aux solutions d’acide concentré, parce que la chaleur générée peut causer des projections d’acide concentré et brûler votre peau.


Autrement dit, le nombre de moles de soluté ne change pas quand on dilue une solution.

Par exemple, supposons une méthode de laboratoire qui nécessite 3,00 L d’une solu-tion de CaCl2 0,500 mol/L. Comment préparer cette solution à partir d’une solution mère 10,0 mol/L ? On peut résoudre l’équation 1.1 pour V1, le volume de la solution mère requis pour la dilution, puis substituer les bonnes valeurs pour le calculer :

C1V 1 = C2V 2

V 1 =C2V 2

C1

=0,500 mol>L * 3,00 L

10,0 mol>L

= 0,150 L

Donc, on prépare la solution en ajoutant suffisamment d’eau à 0,150 L de la solution mère pour obtenir un volume total de 3,00 L (V2). La solution résultante aura une concentration de 0,500 mol/L de CaCl2 (figure 1.13).

Dilution d’une solution

CaCl2 0,500 mol/L

C1V1 = C2V2

10,0 molL

0,500 molL× 0,150 L =

1,50 mol = 1,50 mol

× 3,00 L

Mesurer 0,150 L de la solution mère 10,0 mol/L et ajouter dans un ballon contenant déjà une petite quantité d’eau.

Diluer avec de l’eau jusqu’à un volume total de 3,00 L.

Petit volume d’eau et 0,150 L de la solution

mère 10,0 mol/L

▲ Figure 1.13 préparation de 3,00 l d’une solution de CaCl2 0,500 mol/l à partir d’une solution mère 10,0 mol/l


exeMple 1.5 Dilution des solutions

À quel volume doit-on diluer 0,200 L d’une solution de NaOH 15,0 mol/L pour obtenir une solution de NaOH 3,00 mol/L ?

trier On vous donne le volume initial, la concentration initiale et la concentration finale d’une solution et vous devez trouver le volume final.

DONNÉeS V1 5 0,200 L

C1 5 15,0 mol/L

C2 5 3,00 mol/L

iNFOrMatiON reCherChÉe V2

ÉtaBlir uNe StratÉgie L’équa-tion 1.1 relie les volumes final et initial et les concentrations pour les problèmes de dilution des solutions. On vous demande de trouver V2. Les autres quantités (V1, C1 et C2) sont toutes données dans le problème.

plaN CONCeptuel

V1, C1, C2 V2

C1V1 = C2V2

relatiON utiliSÉeC1V1 5 C2V2

rÉSOuDre Trouvez V2 à l’aide de l’équation de dilution des solutions.

Préparez la solution en diluant 0,200 L de la solution mère à un volume total de 1,00 L (V2). La solution résultante aura une concentration de 3,00 mol/L.

SOlutiON C1V1 5 C2V2

V 2 =C1V 1

C2

=15,0 mol>L * 0,200 L

3,00 mol>L = 1,00 L

VÉriFier Les unités finales (L) sont correctes. La grandeur de la réponse est réaliste parce que la solution est diluée de 15,00 mol/L à 3,00 mol/L, un facteur cinq. Par conséquent, le volume doit augmenter d’un facteur cinq.

exerCiCe pratiQue 1.5À quel volume (en millilitres) devez-vous diluer 100,0 mL d’une solution de CaCl2 5,00 mol/L pour obtenir une solution de CaCl2 0,750 mol/L ?

exerCiCe pratiQue SupplÉMeNtaire 1.5Quel volume d’une solution de NaNO3 6,00 mol/L devez-vous utiliser pour préparer 0,525 L d’une solution de NaNO3 1,20 mol/L ?

lien conceptuel 1.6 Dilution des solutionsLa figure ci-dessous représente un petit volume à l’intérieur des 500 mL d’une solution aqueuse d’éthanol (CH3CH2OH). (Pour plus de clarté, les molécules d’eau ont été omises.)


Parmi les images ci-dessous, laquelle représente le mieux le même volume après avoir ajouté 500 mL d’eau supplémentaires ?

(a) (b) (c)

Vous êtes maintenant en mesure de faire les exercices suivants : 18 à 28, 110 et 114.

1.6 Autres modes d’expression de la composition des solutions

Comme nous venons de le voir, une des propriétés importantes d’une solution est la quantité de soluté qu’elle contient. Par exemple, la quantité de chlorure de sodium dans une solution détermine si cette solution risque de déshydrater ou non une personne qui la boirait. C’est ce qui arriverait si elle buvait une solution concentrée de chlorure de sodium. La composi-tion d’une solution peut être exprimée de différentes façons, selon le contexte. Les plus courantes sont la concentration molaire volumique (déjà étudiée dans la section précédente), la molalité, le rapport par masse, le rapport par volume, la fraction molaire et le pourcentage molaire, qui sont résumés dans le tableau 1.5. Dans la présente section, nous nous attarde-rons à définir et à mieux comprendre les autres modes d’expression des solutions.

tableau 1.5 Modes d’expression de la composition d’une solution

Mode d’expression de la composition Définition unités

Concentration molaire volumique (C) nombre de moles de soluté (mol)volume de solution (L)

mol L

Molalité (m) nombre de moles de soluté (mol)masse de solvant (kg)

mol kg

Fraction molaire (x) nombre de moles de soluté (mol)nombre de moles totales de soluté

et de solvant (mol)

Aucune

Pourcentage molaire (%mol) nombre de moles de soluté (mol)3 100 %

nombre de moles totales de soluté et de solvant (mol)

%

Rapport de masse masse de soluté3

facteur de multiplicationmasse de solution

Pourcentage massique (%m/m) Facteur de multiplication 5 100 %

Parties par million par masse (ppm) Facteur de multiplication 5 106 ppm

Parties par milliard par masse (ppb) Facteur de multiplication 5 109 ppb

Rapports par volume (%v/v, ppm, ppb) volume de soluté3

facteur de multiplication* volume de solution

* Les facteurs de multiplication pour les rapports par volume sont les mêmes que pour les rapports par masse.Note : Puisque la masse volumique de l’eau est de 1,00 g/mL, la concentration d’une solution aqueuse en parties par million correspond à des mg/L.

1.3 La méthode « tic-tac-toe » pour les calculs de composition des solutionsDécouvrez une méthode plus visuelle de conversion d'unités de concentration : la méthode « tic-tac-toe ».


Tout d’abord, il est important de se rappeler quelques termes déjà présentés en chimie générale.

Masse molaireLa masse molaire (M) d’une substance est la masse (en grammes) d’une mole de composé.

Masse molaire (M) 5masse du composé (g)

n du composé (mol)

Quantité de substanceLa quantité de substance (n) est exprimée en moles et peut être calculée à partir de la masse du composé et de sa masse molaire.

Masse volumiqueLa masse volumique (R) d’une substance correspond à sa masse par unité de volume à une température donnée.

Masse volumique (r) 5masse du composé (g)

volume du composé (mL)

MolalitéLa concentration molaire volumique dépend du volume et, comme celui-ci, varie avec la température. Par exemple, une solution aqueuse de 1 mol/L à la température ambiante occupera un plus grand volume à une température élevée et, de ce fait, sa concentration sera légèrement inférieure à 1 mol/L. La molalité (m) est un mode d’expression de la composition qui ne dépend pas de la température ; elle se définit comme la quantité de soluté (en moles) divisée par la masse de solvant (en kilogrammes) :

Molalité (m) 5nombre de moles de soluté (mol)

5nslt

masse de solvant (kg) masseslv

Remarquez que la molalité est définie par la masse de solvant, et non par la masse de solution. Elle est particulièrement utile lorsqu’il faut comparer des concentrations à diffé-rentes températures.

Rapport par masse et rapport par volumeIl convient souvent d’exprimer une composition comme un rapport de masses. Une compo -sition en rapport par masse est le rapport de la masse du soluté et de la masse de la solution, auquel s’ajoute un facteur de multiplication :

Masse de soluté3 facteur de multiplication

Masse de solution

Le terme choisi détermine l’ordre de grandeur du facteur de multiplication et dépend de la composition de la solution. Pour le pourcentage massique (%m/m) par exemple, le facteur de multiplication est de 100 :

Pourcentage massique (%m/m) 5masseslt

3 100 %massesln

Comme pourcentage signifie par cent, une solution ayant une concentration de 14 % par masse contient 14 g de soluté par 100 g de solution.


Pour les solutions plus diluées, on utilise des parties par million (ppm), obtenues avec un facteur de multiplication de 106, ou des parties par milliard (ppb), obtenues avec un facteur de multiplication de 109 :

Parties par million (ppm) 5masseslt

3 106

massesln

Parties par milliard (ppb) 5masseslt

3 109

massesln

Par exemple, une solution ayant une composition de 15 ppm par masse renferme 15 g de soluté par 106 g de solution.

Les compositions sont parfois exprimées sous forme de rapport de volumes, surtout lorsque le soluté et le solvant d’une solution sont tous deux liquides. Une composition en rapport par volume est habituellement le rapport du volume du soluté et du volume de la solution, auquel s’ajoute un facteur de multiplication :

Volume de soluté3 facteur de multiplication

Volume de solution

Les facteurs de multiplication sont identiques à ceux qui viennent d’être décrits pour les concentrations en rapport par masse. Par exemple, une solution à 22 % d’éthanol par volume (22 %v/v) contient 22 mL d’éthanol par 100 mL de solution.

Utilisation des compositions en rapport par masse (ou rapport par volume) dans les calculs

La composition d’une solution exprimée en rapport par masse (ou rapport par volume) peut servir de facteur de conversion entre la masse (ou le volume) du soluté et la masse (ou le volume) de la solution. Par exemple, dans le cas d’une solution contenant 3,5 % de chlorure de sodium par masse, le facteur de conversion s’écrit comme suit :

massesln masseNaCl3,5 g NaCl

convertit100 g sln

%m/m

Ce facteur de conversion transforme les grammes de solution en grammes de NaCl. Pour aller dans l’autre sens, il suffit d’inverser le facteur de conversion :

masseNaCl massesln100 g sln

convertit3,5 g NaCl

(%m/m)�1

exeMple 1.6 Utilisation des compositions en rapport par masse dans des calculs

Quel volume (en millilitres) d’une boisson gazeuse à 10,5 % de saccharose (C12H22O11) par masse contient 78,5 g de saccharose ? (La masse volumique de la solution est de 1,04 g/mL.)

trier Vous connaissez la masse de saccharose ainsi que la composition et la masse volumique d’une solution de saccharose, et vous devez trouver le volume de solution contenant cette masse.

DONNÉeS 78,5 g C12H22O11 10,5 % C12H22O11 par masse r 5 1,04 g/mL

iNFOrMatiON reCherChÉe Vsln

ÉtaBlir uNe StratÉgie Partez de la masse de saccharose. Utilisez la composition de la solution en rapport par masse (écrite sous forme de rapport et spécifiée dans les « Relations utilisées ») pour trouver le nombre de grammes de solution conte-nant cette quantité de saccharose. Utilisez ensuite la masse volumique de la solution pour convertir les grammes en millilitres de solution.

plaN CONCeptuel

masseC12H22O11 massesln Vsln

1 mL

1,04 g

100 g sln

10,5 g C12H22O11


Fraction molaire et pourcentage molairePour certaines applications, surtout dans les cas où le rapport soluté/solvant peut varier consi-dérablement, la façon la plus utile d’exprimer la composition est la fraction molaire (slt), soit le nombre de moles de soluté divisé par le nombre de moles totales de soluté et de solvant :

slt 5nombre de moles de soluté (mol)

5nslt

nombre de moles totales de soluté et de solvant (mol) nslt 1 nslv

Le pourcentage molaire (%mol), qui est aussi employé couramment, est la fraction molaire multipliée par 100 % :

%mol 5 slt 3 100 %

La fraction molaire peut aussi être définie pour le solvant :

slv 5nslv

nslt 1 nslv

relatiONS utiliSÉeS10,5 g C12H22O11

100 g sln (pourcentage massique écrit sous forme de rapport)

1 mL1,04 g

(masse volumique de la solution)

rÉSOuDre Pour obtenir le volume de solution, prenez la quantité de C12H22O11, soit 78,5 g, et multipliez-la par les facteurs de conversion.

SOlutiON

78,5 g C12H22O11 *100 g sln

10,5 g C12H22O11*

1 mL sln1,04 g sln

= 719 mL sln

VÉriFier Les unités de la réponse sont bonnes. L’ordre de grandeur semble correct, puisque la solution contient environ 10 % de saccharose par masse. Comme la masse volumique de la solution est d’environ 1 g/mL, le volume qui contient 78,5 g de saccharose doit être environ 10 fois plus grand, comme celui que l’on a obtenu (719 10 3 78,5).

exerCiCe pratiQue 1.6Combien de grammes de saccharose (C12H22O11) y a-t-il dans 355 mL de boisson gazeuse à 11,5 % de saccharose par masse ? (Supposez que la masse volumique est de 1,04 g/mL.)

exerCiCe pratiQue SupplÉMeNtaire 1.6Un échantillon d’eau contient du chlorobenzène, un polluant, à une composition de 15 ppb (par masse). Quel volume de cet échantillon d’eau contient 5,00 3 102 mg de chlorobenzène ? (Supposez que la masse volumique est de 1,00 g/mL.)

exeMple 1.7 Calcul des compositions

On prépare une solution en dissolvant 17,2 g d’éthane-1,2-diol (éthylène glycol, C2H6O2) dans 0,500 kg d’eau. Le volume final de la solution est de 515 mL. Pour cette solution, calculez :

(a) la concentration molaire volumique. (c) le pourcentage massique. (e) le pourcentage molaire.

(b) la molalité. (d) la fraction molaire.

SOlutiON

(a) Pour calculer la concentration molaire volumique, trouvez d’abord la quantité d’éthane-1,2-diol en moles à partir de la masse et de la masse molaire.

Divisez ensuite la quantité en moles par le volume de solution en litres.

nC2H6O2 5 17,2 g C2H6O2 *

1 mol C2H6O2

62,07 g C2H6O2= 0,2771 mol C2H6O2

Concentration molaire

volumique (C)5

nslt (mol)

Vsln (L)

50,2771 mol C2H6O2

0,515 L sln

5 0,538 mol/L


(b) Pour calculer la molalité, prenez le nombre de moles de soluté obtenu en (a) et divisez-le par la masse d’eau, en kilogrammes.

Molalité (m) 5nslt (mol)

50,2771 mol C2H6O2

masseslv (kg) 0,500 kg H2O

5 0,554 mol/kg

(c) Pour calculer le pourcentage massique ( %m/m), divisez la masse du soluté par la somme des masses du soluté et du solvant et multipliez le rapport par 100 %.

Pourcentage massique 5masseslt

3 100 %massesln

517,2 g slt

3 100 %17,2 g slt 1 5,00 3 102 g slv

5 3,33 %

(d) Pour calculer la fraction molaire, déterminez d’abord la quantité d’eau en moles à partir de la masse d’eau et de la masse molaire de celle-ci.

Divisez ensuite le nombre de moles d’éthane-1,2-diol obtenu en (a) par le nombre total de moles.

nH2O 5 5,00 * 102 g H2O *1 mol H2O

18,02 g H2O= 27,75 mol H2O

xslt =nslt

nslt + nslv

=0,2771 mol slt

0,2771 mol slt + 27,75 mol slv

= 9,89 * 10-3

(e) Pour calculer le pourcentage molaire, multipliez simplement la fraction molaire par 100 %.

%mol 5 slt 3 100 %

5 0,989 %

exerCiCe pratiQue 1.7On prépare une solution en dissolvant 50,4 g de saccharose (C12H22O11) dans 0,332 kg d’eau. Le volume final de la solution est de 355 mL. Pour cette solution, calculez :

(a) la concentration molaire volumique. (c) le pourcentage massique. (e) le pourcentage molaire.

(b) la molalité. (d) la fraction molaire.

exeMple 1.8 Conversion des unités de concentration

Quelle est la molarité d’une solution contenant 6,55 % de glucose (C6H12O6) par masse ? (La masse volumique de la solution est de 1,03 g/mL.)

trier Vous connaissez la composition de la solution de glucose en pourcen-tage massique et sa masse volumique. Trouvez la concentration molaire volumique (molarité) de la solution.

DONNÉeS 6,55 % C6H12O6 par masse r 5 1,03 g/mL

iNFOrMatiON reCherChÉe C

ÉtaBlir uNe StratÉgie Partez de la composition de la solution en pourcentage massique écrite sous forme de rapport, et séparez le numé-rateur du dénominateur. Au numéra-teur, convertissez la masse de C6H12O6

en moles de C6H12O6. Au dénomina-teur, convertissez la masse de solution en millilitres, puis en litres de solu-tion. Divi sez ensuite le numérateur (en moles) par le dénominateur (en litres) pour obtenir la concentra-tion molaire volumique (molarité).

plaN CONCeptuel

masseC6H12O6

masseC6H12O6

massesln

nC6H12O6

Vsln (L)

nC6H12O61 mol C6H12O6

180,16 g C6H12O6

massesln Vsln (mL)

C

1 mL sln

1,03 g sln

Vsln (L)10–3 L sln

1 mL sln

1.7 Propriétés colligatives 27

Vous êtes maintenant en mesure de faire les exercices suivants : 29 à 44, 84, 85, 100 et 101.

1.7 Propriétés colligatives : abaissement de la pression de vapeur, abaissement du point de congélation, élévation du point d’ébullition et élévation de la pression osmotique

Vous êtes-vous déjà demandé pourquoi, dans les régions froides, on épand du sel sur les routes glacées ? En fait, le sel abaisse la température de congélation de la solution dans laquelle il est dissous. Une solution de sel et d’eau reste donc liquide même à une tempé-rature inférieure à 0 °C.

Lorsqu’on ajoute du sel à la glace dans une sorbetière, il se forme un mélange glace/eau/sel qui peut atteindre une température d’environ 210 °C, à laquelle la crème gèle. Sur les routes, le sel fait fondre la glace, même si la température extérieure est en deçà du point de congélation de l’eau.

1.4 Vaporisation, fusion et congélationRafraîchissez votre mémoire en consultant ce rappel sur la vaporisation et les aspects énergétiques de la fusion et de la congélation.

relatiONS utiliSÉeS6,55 g C6H12O6

100 g sln (pourcentage massique écrit sous forme de rapport)

1 mol C6H12O6(à partir de la masse molaire du glucose)

180,16 g C6H12O6

1 mL1,03 g

(à partir de la masse volumique fournie pour la solution)

rÉSOuDre Prenez d’abord le numérateur (6,55 g de C6H12O6) et convertissez en moles de C6H12O6 en utilisant la masse molaire.

SOlutiON

6,55 g C6H12O6 *1 mol C6H12O6

180,16 g C6H12O6 = 0,036 36 mol C6H12O6

Convertissez ensuite le dénominateur (100 g de solution) en millilitres de solution (avec la masse volumique), puis en litres de solution.

100 g sln *1 mL sln1,03 g sln

*10-3 L sln

mL sln= 0,097 09 L sln

Enfin, divisez le nombre de moles de C6H12O6 par le volume de solution pour obtenir la concentration molaire volumique (molarité).

0,036 36 mol C6H12O6

0,097 09 L sln= 0,374 mol C6H12O6/L sln

VÉriFier Les unités de la réponse sont bonnes. L’ordre de grandeur semble correct. Des molarités très élevées (surtout des valeurs au-dessus de 25 mol/L) doivent tout de suite être mises en doute. Comme 1 L d’eau contient environ 55 mol de molécules d’eau, des molarités supérieures à 55 mol/L sont physiquement impossibles pour des solutions aqueuses.

exerCiCe pratiQue 1.8Quelle est la concentration molaire volumique d’une solution contenant 10,5 % de glucose (C6H12O6) par masse ? (La masse volumique de la solution est de 1,03 g/mL.)

exerCiCe pratiQue SupplÉMeNtaire 1.8Quelle est la molalité d’une solution contenant 10,5 % de glucose (C6H12O6) par masse ? (La masse volumique de la solution est de 1,03 g/mL.)


L’abaissement du point de fusion de la glace par le sel est un exemple de propriété colligative, soit une propriété qui dépend du nombre de particules dissoutes en solution, et non du type de particule. Dans cette section, nous décrirons quatre propriétés colliga-tives : l’abaissement de la pression de vapeur, l’abaissement du point de congélation, l’élé-vation du point d’ébullition et l’élévation de la pression osmotique. Comme ces propriétés dépendent du nombre de particules dissoutes, elles doivent être caractérisées d’une façon légèrement différente pour les non-électrolytes et les électrolytes (forts et faibles). La dissolution de 1 mol d’un non-électrolyte, par exemple le saccharose, dans l’eau donne 1 mol de particules dissoutes puisque ces particules se trouvent exclusivement sous forme moléculaire (figure 1.14(a)). La dissolution de 1 mol d’un électrolyte fort dans l’eau donne théoriquement au moins 2 mol de particules dissoutes (sous forme d’ions) (figure 1.14(b)). Par exemple, si 1 mol de NaCl se dissout dans l’eau, elle forme 1 mol d’ions Na1 et 1 mol d’ions Cl2 dissous. La solution résultante contient donc 2 mol de particules dissoutes, et cette plus forte concentration en particules influera sur les propriétés colligatives. De plus, les électrolytes faibles ne s’ionisent pas complètement lorsqu’ils sont dissous dans l’eau (figure 1.14(c)). Par exemple, lorsqu’ils sont mis en solution, les acides faibles comme l’acide acétique (CH3COOH), restent principalement non ionisés. En effet, ces acides possèdent un pourcentage de dissociation plutôt faible. Comme le montre l’équation de la réaction ci-dessous, cette dissociation (ou ionisation) partielle entraîne la présence de molécules de CH3COOH et d’ions CH3COO2 et H3O

1 en solution :

CH3COOH 1 H2O m CH3COO2 1 H3O1

CH3COOH

CH3COO–

H3O+

CH3COOH(aq)

Électrolyte faible

C12H22O11(aq)

Solution non électrolyte

Cl–

Na+

NaCl(aq)

Électrolyte fort

(a) (b) (c)

Le rapport du nombre de moles de particules dans la solution et du nombre réel de moles de particules dissoutes est le facteur de Van’t Hoff (i) :

i 5moles de particules en solution

5nparticules en sln

moles réelles de particules dissoutes nparticules dissoutes

Comme la dissolution de 1 mol de non-électrolytes dans l’eau donne 1 mol de particules dissoutes, le facteur de Van’t Hoff de ce type de molécules est de 1. Suivant cette logique,

comme 1 mol de NaCl (électrolyte fort) produit 2 mol de parti-cules en solution, on s’attend à ce que le facteur de Van’t Hoff soit de 2 exactement. En fait, ce facteur attendu ne s’observe que dans des solutions très diluées. Par exemple, le facteur de Van’t Hoff est de 1,87 pour une solution de NaCl 0,10 mol/kg et de 1,94 pour une solution de NaCl 0,010 mol/kg. Il se rapproche de la valeur théo-rique lorsque la dilution est infinie (c’est-à-dire lorsque la concen-tration est de presque zéro). Le tableau 1.6 donne les facteurs de Van’t Hoff réels et théoriques pour plusieurs solutés.

Si le facteur de Van’t Hoff des électrolytes forts n’est pas exactement égal à la valeur théorique, c’est parce qu’une partie des ions s’apparient en solution. En d’autres termes, la dissociation

▲ En hiver, on répand souvent du sel sur les routes pour abaisser le point de fusion de la glace.

▶ Figure 1.14 Dissolution d’électrolytes forts, d’électrolytes faibles et de nonélectrolytes (a) Lorsqu’on dissout du saccharose dans l’eau, chaque mole de C12H22O11 produit 1 mol de particules (sous forme moléculaire). (b) Lorsqu’on dissout du chlorure de sodium dans l’eau, chaque mole de NaCl produit 2 mol de particules : 1 mol de cations Na1 et 1 mol d’anions Cl2. (c) Lorsqu’on dilue de l’acide acétique dans l’eau, chaque mole de CH3COOH s’ionise partiellement : on retrouve un peu de H3O1 et de CH3COO2 mais surtout des molécules non dissociées de CH3COOH.

tableau 1.6 Facteurs de Van’t hoff à une concentration de 0,05 mol/kg en solution aqueuse

Soluté i théorique i mesuré

Non-électrolyte 1 1NaCl 2 1,9MgSO4 2 1,3MgCl2 3 2,7K2SO4 3 2,6FeCl3 4 3,4


d’un composé ionique dans une solution devrait théoriquement être complète. En réalité, elle ne l’est pas, car à tout moment, certains cations sont effectivement liés à leur anion correspondant (figure 1.15), ce qui réduit légèrement le nombre de particules en solution.

Pour ce qui est des électrolytes faibles, le facteur de Van’t Hoff n’est que légèrement supérieur à 1. Dans ce cas, on peut utiliser la relation suivante :

i 5 1 1 %dissociation

Par exemple, une solution d’acide acétique 0,1 mol/L a un pourcentage de disso ciation (%dissociation) de 1,32 %. On peut donc conclure que le facteur de Van’t Hoff de cette solu-tion est de 1 1 0,0132 5 1,0132.

Examinons maintenant les propriétés colligatives des solutions, qu’elles soient de types non-électrolytes, électrolytes faibles ou électrolytes forts.

Abaissement de la pression de vapeurLa pression de vapeur d’un liquide est la pression du gaz au-dessus de ce liquide lorsque les deux phases sont en équilibre dynamique (soit lorsque la vitesse de vaporisation est égale à la vitesse de condensation). Quel effet un soluté non volatil (c’est-à-dire qui ne se vaporise pas facilement) a-t-il sur la pression de vapeur du liquide dans lequel il est dissous ? La réponse la plus simple à cette question est que la pression de vapeur de la solution est plus faible que la pression de vapeur du solvant pur, ce qui peut s’expliquer de deux façons.

Le dessin ci-dessous représente un liquide en équilibre avec sa vapeur.

Équilibre dynamique

Lorsqu’on ajoute un soluté non volatil, ses particules entravent l’évaporation des particules de solvant. Il se produit en effet de nouvelles interactions intermoléculaires entre les molécules de soluté et de solvant. Or, ces nouvelles interactions empêchent le solvant de s’évaporer. Ainsi, les molécules de soluté retiennent les molécules de solvant afin de former la solution.

Les molécules desolvant sont retenues

dans la solution grâce aux molécules

de soluté.

Na+Cl–

Paire d’ions

▲ Figure 1.15 appariement d’ions Les anions et cations hydratés peuvent se rapprocher suffisamment pour s’apparier, de sorte que la concentration en ions est inférieure à ce qu’elle devrait être théoriquement.


En ajoutant du soluté, certaines molécules de solvant présentes dans la phase gazeuse se condensent dans le liquide, entraînant progressivement une diminution du nombre de molécules de solvant dans la phase gazeuse.

La baisse du nombre de molécules de solvant dans la phase gazeuse

entraîne une diminution de la pression de vapeur.

Il en résulte une pression de vapeur plus faible pour la solution que pour le solvant pur.

Plus fondamentalement, on peut considérer que l’abaissement de la pression de vapeur d’une solution par rapport à celle du solvant pur réside dans la tendance au mélange (voir les sections 1.1 et 1.2), c’est-à-dire la tendance vers une entropie accrue. Comme nous l’avons vu dans la section 1.1, une solution concentrée est une solution avide d’eau, et peut attirer le solvant vers elle. On peut faire une démonstration élo-quente de cette tendance en plaçant sous une cloche étanche un bécher qui renferme une solution concentrée d’un soluté non volatil et un bécher de solvant pur, comme dans l’illustration ci-dessous. Avec le temps, on observe que le volume du solvant pur diminue et que celui de la solution augmente puisque les molécules se vaporisent hors du solvant pur et se condensent dans la solution. Notez la similitude entre cette observation et la déshydratation causée par l’ingestion d’eau de mer. Dans les deux cas, une solution concentrée a la capacité d’attirer le solvant vers elle. La tendance de la nature au mélange en est la raison. Si un solvant pur et une solution concentrée se combinent dans un bécher, ils forment spontanément un mélange moins concentré que la solution initiale. De façon similaire, même s’ils se trouvent dans des béchers distincts, un solvant pur et une solution concentrée placés ensemble dans un contenant hermétique se mélangeront en formant une solution plus diluée.

Solvantpur

Solutionconcentrée

Le transfert net de solvant qui passe du bécher de solvant pur à celui qui contient la solution confirme que la pression de vapeur de la solution est plus faible que celle du solvant pur. Lorsque les molécules de solvant se vaporisent, la pression de vapeur dans le contenant s’accroît. Avant qu’un équilibre dynamique puisse s’établir, la pression dans le contenant dépasse la pression de vapeur de la solution, de sorte que des molécules se condensent dans la solution. Il y a donc toujours des molécules de solvant pur qui se


vaporisent, mais la pression de vapeur du solvant n’est jamais atteinte parce qu’il y a tou-jours des molécules qui se condensent dans la solution. Le résultat est un transfert continu de molécules de solvant du solvant pur à la solution.

La loi de Raoult quantifie la pression de vapeur d’une solution :

Psln = xslv P slv

Dans cette équation, Psln est la pression de vapeur de la solution, slv est la fraction molaire du solvant et P°slv est la pression de vapeur du solvant pur à la même température. Par exemple, supposons qu’un échantillon d’eau à 25 °C contient 0,90 mol d’eau et 0,10 mol d’un soluté non électrolyte et non volatil, tel le saccharose. L’eau pure aurait une pression de vapeur de 3,173 kPa. La substitution dans la loi de Raoult permet de calculer la pression de vapeur de la solution :

Psln 5 H2OP°H2O

5 0,90 3 3,173 kPa

5 2,856 kPa

Notez que l’abaissement de la pression de vapeur de la solution est directement propor-tionnel à la composition molaire du solvant : comme les particules de solvant représentent 90 % de toutes les particules dans la solution, la pression de vapeur correspond à 90 % de celle du solvant pur.

Pour arriver à une équation qui permet de quantifier l’abaissement de la pression de vapeur par un soluté, on définit l’abaissement de la pression de vapeur (DP) comme la différence entre la pression de vapeur du solvant pur et celle de la solution :

P 5 P°slv 2 Psln

Pour une solution à deux constituants, on remplace slv par (1 2 slt) dans la loi de Raoult :

Psln 5 slvP°slv

Psln 5 (1 2 slt)P°slv

P°slv 2 Psln 5 sltP°slv

P 5 sltP°slv

Cette dernière équation montre que l’abaissement de la pression de vapeur est direc-tement proportionnel à la fraction molaire du soluté.

exeMple 1.9 Calcul de la pression de vapeur d’une solution contenant un soluté non électrolyte et non volatil

Calculez la pression de vapeur à 25 °C d’une solution contenant 99,5 g de saccharose (C12H22O11) et 300,0 mL d’eau. La pression de vapeur de l’eau pure à 25 °C est de 23,8 mm Hg. (Supposez que la masse volumique de l’eau est de 1,00 g/mL.)

trier Vous connaissez la masse de saccharose et le volume d’eau dans une solution, de même que la pression de vapeur de l’eau pure. Vous devez trouver la pression de vapeur de la solu-tion. Vous connaissez aussi la masse volumique de l’eau pure.

DONNÉeS 99,5 g C12H22O11

300,0 mL H2O

P°H2O 5 23,8 mm Hg (à 25 °C)

H2O 5 1,00 g/mL

iNFOrMatiON reCherChÉe Psln


ÉtaBlir uNe StratÉgie La loi de Raoult permet de relier la pression de vapeur d’une solution à la fraction molaire du solvant et à la pression de vapeur du solvant pur. Calculez d’abord la quantité (en moles) de saccharose et d’eau.

Calculez la fraction molaire du solvant à partir des quantités de soluté et de solvant obtenues ci-dessus.

Utilisez ensuite la loi de Raoult pour calculer la pression de vapeur de la solution.

plaN CONCeptuel

masseC12H22O11 nC12H22O11

1 mol C12H22O11

342,3 g C12H22O11

VH2O (mL) masseH2O nH2O

1,00 g H2O

1 mL H2O

nC12H22O11, nH2O

1 mol H2O

18,02 g H2O

nH2O

nH2O + nC12H22O11

=

Psln

Psln

rÉSOuDre Calculez le nombre de moles de chaque constituant de la solution.

Utilisez le nombre de moles de chaque constituant pour calculer la fraction molaire du solvant (H2O).

Utilisez la fraction molaire de l’eau et la pression de vapeur de l’eau pure pour calculer la pression de vapeur de la solution.

SOlutiON

99,5 g C12H22O11 *1 mol C12H22O11

342,30 g C12H22O11

= 0,2907 mol C12H22O11

300,0 mL H2O 31,00 g H2O

31 mol H2O

1 mL H2O 18,02 g H2O

= 16,65 mol H2O

xH2O =nH2O

nC12H22O11+ nH2O

=16,65 mol

0,2907 mol + 16,65 mol

= 0,9828

Psln = xH2OPH2O

= 0,9828 (23,8 mm Hg)

= 23,4 mm Hg

VÉriFier Les unités de la réponse sont bonnes. L’ordre de grandeur de la réponse est correct puisque la pression de vapeur calculée de la solution est juste en dessous de celle du liquide pur, comme on s’y attend pour une solution où la fraction molaire du solvant est importante.

exerCiCe pratiQue 1.9Calculez la pression de vapeur à 25 °C d’une solution contenant 55,3 g d’éthane- 1,2-diol (HOCH2CH2OH) et 285,2 g d’eau. La pression de vapeur de l’eau pure à 25 °C est de 0,0313 atm.

exerCiCe pratiQue SupplÉMeNtaire 1.9Une solution contenant de l’éthane-1,2-diol et de l’eau a une pression de vapeur de 1,051 kPa à 10 °C. L’eau pure a une pression de vapeur de 1,228 kPa à 10 °C. Quelle est la fraction molaire de l’éthane-1,2-diol dans la solution ?

Pour des concentrations égales, la pression de vapeur d’une solution diminue davan-tage si le soluté est un électrolyte que si le soluté est un non-électrolyte. Ainsi, la pression de vapeur pour une solution diluée de chlorure de sodium (i théorique de 2) diminue


presque deux fois plus que celle d’une solution non ionique à la même concentration. Pour calculer la pression de vapeur d’une solution contenant un soluté ionique, on doit donc tenir compte de la dissociation du soluté lorsqu’on détermine la fraction molaire du sol-vant, comme il est expliqué dans l’exemple 1.10. Par exemple, supposons qu’un échantil-lon d’eau à 25 °C contient 0,90 mol d’eau et 0,10 mol de NaCl. À cette température, la pression de vapeur de l’eau pure est de 3,173 kPa. Cependant, le facteur de Van’t Hoff influe sur la valeur de la fraction molaire. En effet, expérimentalement, la quantité de particules de soluté est presque doublée puisque le NaCl possède un i (expérimental) de 1,5. La loi de Raoult permet de calculer la pression de vapeur de cette solution tout en tenant compte du facteur de Van’t Hoff :

Psln 5 H2OPH2O

5nH2O

3 3,173 kPanH2O 1 inNaCl

50,90 mol

3 3,173 kPa0,90 mol 1 1,5 3 0,10 mol

5 0,857 3 3,173 kPa

5 2,7 kPa

exeMple 1.10 Calcul de la pression de vapeur d’une solution contenant un soluté ionique (électrolyte fort)

Une solution contient 0,102 mol de Ca(NO3)2 et 0,927 mol de H2O. Calculez la pression de vapeur de la solution à 55 °C. La pression de vapeur de l’eau pure à 55 °C est de 15,75 kPa. (Supposez un i expérimental de 2,3.)

trier Vous connaissez le nombre de moles de chaque constituant d’une solution et vous devez trouver la pression de vapeur de la solution. Vous connaissez aussi la pression de vapeur de l’eau pure à la tempé-rature appropriée.

DONNÉeS 0,102 mol Ca(NO3)2

0,927 mol H2O

PH2O 5 15,75 kPa (à 55 °C)

i 5 2,3

iNFOrMatiON reCherChÉe Psln

ÉtaBlir uNe StratÉgie Pour résoudre ce problème, utilisez la loi de Raoult comme dans l’exemple 1.9. Calculez xslv à partir des quantités fournies de soluté et de solvant.

plaN CONCeptuel

H2O, P H2O Psln

Psln = xH2OP�H2O

rÉSOuDre La clé consiste à com-prendre la dissociation du nitrate de calcium. Écrivez l’équation décrivant la dissociation afin de comprendre la dissociation du nitrate de calcium.

Même si, théoriquement, 1 mol de nitrate de calcium forme 3 mol de particules dissoutes en se disso-ciant, le nombre de moles de nitrate de calcium doit être multiplié par 2,3 (le i expérimental) dans le calcul de la fraction molaire.

SOlutiONCa(NO3)2(s) h Ca21(aq) 1 2 NO2

3 (aq)

xH2O =nH2O

inCa(NO3)2 1 nH2O

50,927 mol

2,3 3 0,102 mol 1 0,927 mol

= 0,798 0



Psln = xH2OP H2O

= 0,7980 (15,75 kPa)

= 12,6 kPa

VÉriFier Les unités de la réponse sont correctes. L’ordre de grandeur est aussi raisonnable, car la pression de vapeur calculée de la solution est beaucoup plus basse que celle du solvant pur, comme on s’y attend pour une solution contenant une grande quantité de soluté.

exerCiCe pratiQue 1.10Une solution contient 0,115 mol de H2O et un nombre inconnu de moles de chlorure de sodium. La pression de vapeur de la solution à 30 °C est de 0,0338 atm. La pres-sion de vapeur de l’eau pure à 30 °C est de 0,0418 atm. Calculez le nombre de moles de chlorure de sodium dans la solution en supposant que le soluté se dissocie complètement.

exeMple 1.11 Calcul de la pression de vapeur d’une solution contenant un soluté électrolyte faible et non volatil

Calculez la pression de vapeur à 25 °C d’une solution contenant 176,0 g d’acide iodique (HIO3) et 825,0 mL d’eau. La pression de vapeur de l’eau pure à 25 °C est de 3,17 kPa et le pourcentage de dissociation de cette solution est de 67,04 %. Supposez que la masse volumique de l’eau est de 1,00 g/mL.

trier Vous connaissez la masse d’acide iodique et le volume d’eau dans une solution, de même que la pression de vapeur de l’eau pure. Sachant le pourcentage de disso-ciation de cette solution, vous devez trouver la pression de vapeur de la solution. Vous connaissez aussi la masse volumique de l’eau pure.

DONNÉeS 176,0 g HIO3

825,0 mL H2O

%dissociation 5 67,04 %

PH2O 5 3,17 kPa (à 25 °C)

H2O 5 1,00 g/mL

iNFOrMatiON reCherChÉe Psln (à 25 °C)

ÉtaBlir uNe StratÉgie La loi de Raoult permet de relier la pres-sion de vapeur d’une solution à la fraction molaire du solvant et à la pression de vapeur du solvant pur. Calculez d’abord les quantités d’acide iodique et d’eau (en moles).

Calculez la fraction molaire du solvant à partir des quantités de soluté et de solvant obtenues ci-dessus. À cette étape, il est important de tenir compte du facteur de Van’t Hoff.

Utilisez ensuite la loi de Raoult pour calculer la pression de vapeur de la solution.

plaN CONCeptuel

masseHIO3 nHIO3

1 mol HIO3

175,91 g HIO3

VH2O (mL) masseH2O nH2O

1,00 g H2O

1 mL H2O

nHIO3, nH2O, i

1 mol H2O

18,02 g H2O

nH2O

inHIO3 + nH2O=

Psln

Psln


rÉSOuDre Calculez le nombre de moles de chaque constituant de la solution.

Calculez le facteur de Van’t Hoff

Utilisez le nombre de moles de chaque constituant pour calculer la fraction molaire du solvant (H2O).


SOlutiON

176,0 g HIO3 *1 mol HIO3

175,91 g HIO3

= 1,0005 mol HIO3

825,0 mL H2O 31,00 g H2O

31 mol H2O

1 mL H2O 18,02 g H2O

= 45,794 mol H2O

i 5 1 1 %dissociation

5 1 1 0,6704

5 1,6704

xH2O =nH2O

inHIO3+ nH2O

545,794 mol

1,6704 3 1,0005 mol 1 45,794 mol

5 0,964 79

Psln 5 H2OPH2O

5 0,964 79 3 3,17 kPa

5 3,06 kPa

VÉriFier Les unités de la réponse sont bonnes. L’ordre de grandeur de la réponse est correct puisque la pression de vapeur calculée de la solution est légèrement inférieure à celle du liquide pur, comme on s’y attend pour une solution où la fraction molaire du solvant est importante. De plus, la valeur est inférieure à celle obtenue lorsqu’on ne tient pas compte du facteur de Van’t Hoff (3,09 kPa), démontrant l’effet du nombre de particules sur les propriétés colligatives.

exerCiCe pratiQue 1.11Une solution contient 5,0 mol d’un soluté inconnu et 500,0 mL d’eau à 10 °C. À 10 °C, la pression de vapeur de cette solution est de 0,952 kPa et celle de l’eau pure est de 1,228 kPa. Quel est le pourcentage de dissociation de ce soluté ? Supposez que la masse volumique de l’eau est de 1,00 g/mL.

Pression de vapeur des solutions contenant un soluté volatil (non-électrolyte)Une solution peut contenir non seulement un solvant volatil, mais aussi un soluté volatil. Une solution qui suit la loi de Raoult à toutes les concentrations, tant pour le soluté que pour le solvant, est une solution idéale, un concept semblable à celui de gaz parfait. Une solution idéale obéit exactement à la loi de Raoult, à l’instar d’un gaz parfait qui se conforme en tout point à la loi des gaz parfaits*. La loi de Raoult tient compte de la pres-sion de vapeur de chacun des constituants de la solution. Pour une solution à deux consti-tuants composée des liquides A et B, nous pouvons écrire

PA 5 APA

PB 5 BPB

* La loi des gaz parfaits, décrite en chimie générale, est une combinaison des lois de Boyle, de Charles et d’Avogadro. En combinant ces trois lois, on obtient l’équation PV 5 nRT (où R 5 0,082 06 Latm/molK 5 8,314 47 LkPa/molK). Un gaz idéal est un gaz hypothétique qui se conformerait exactement à cette loi.


La pression totale au-dessus de la solution est la somme des pressions partielles des constituants :

Ptotale 5 PA 1 PB

La figure 1.16 montre un diagramme de la pression de vapeur en fonction de la compo-sition pour une solution idéale à deux constituants.

Pres

sion

de v

apeu

r

Solution idéale

0,0 1,00,80,6

Pression de vapeurde B pur

Pression de vapeur de A pur

Pression de vapeur du constituant A

Pression de vapeur du constituant B

Pression de vapeur de la solution

0,40,2

exeMple 1.12 Calcul de la pression de vapeur d’une solution à deux constituants

Une solution contient 3,95 g de disulfure de carbone (CS2) et 2,43 g d’acétone (CH3COCH3). Le disulfure de carbone pur et l’acétone pure ont des pressions de vapeur à 35 °C de 68,66 kPa et de 44,26 kPa, respectivement. En supposant que le comportement est idéal, calculez la pression de vapeur de chacun des constituants et la pression de vapeur totale au-dessus de la solution.

trier Vous connaissez les masses et les pressions de vapeur du disulfure de carbone et de l’acétone, et devez trouver la pression de vapeur de chaque constituant dans le mélange et la pression de vapeur totale. Supposez que le comportement est idéal.

DONNÉeS 3,95 g CS2

2,43 g CH3COCH3

PCS2 5 68,66 kPa (à 35 °C)

PCH3COCH3 5 44,26 kPa (à 35 °C)

iNFOrMatiONS reCherChÉeS PCS2, PCH3COCH3,

Ptotale (comportement idéal)

ÉtaBlir uNe StratÉgie Pour résoudre ce problème, vous devez utiliser la loi de Raoult pour calculer les pressions partielles de chaque constituant. Pour ce faire, calculez d’abord les fractions molaires des deux constituants. Convertissez les deux masses en moles, puis calculez la fraction molaire du disulfure de carbone en utilisant la définition de la fraction molaire. Vous pouvez facilement déterminer la fraction molaire de l’acétone, car la somme des fractions molaires des deux constituants est égale à 1.

plaN CONCeptuel

masseCS2 nCS2

1 mol CS2

+

76,15 g CS2

masseCH3COCH3 nCH3COCH3

1 mol CH3COCH3

58,08 g CH3COCH3

nCS2, nCH3COCH3

nCS2=

▶ Figure 1.16 Comportement des solutions idéales Une solution idéale suit la loi de Raoult pour les deux constituants.


Utilisez la loi de Raoult et la fraction molaire de chaque constituant pour calculer la pression partielle de chacun. La pression totale est simplement la somme des pressions partielles.

PCS2= xCS2

P CS2

PCH3COCH3= xCH3COCH3

P CH3COCH3

Ptotale = PCS2+ PCH3COCH3

relatiONS utiliSÉeS

xA =nA

nA + nB (définition de la fraction molaire)

PA = xAP A (loi de Raoult)

rÉSOuDre Commencez par convertir en nombre de moles les masses de chaque constituant.

Calculez ensuite la fraction molaire du disulfure de carbone.

Calculez la fraction molaire de l’acétone en soustrayant de 1 la fraction molaire du disulfure de carbone.

Calculez les pressions partielles du disulfure de carbone et de l’acétone en utilisant la loi de Raoult et les pressions de vapeur fournies pour les substances pures.

Calculez la pression totale en additionnant les pressions partielles.

SOlutiON

3,95 g CS2 *1 mol CS2

76,14 g CS2= 0,051 87 mol CS2

2,43 g CH3COCH3 *1 mol CH3COCH3

58,08 g CH3COCH3= 0,041 84 mol CH3COCH3

xCS2=

nCS2

nCS2+ nCH3COCH3

50,051 87 mol CS2

5 0,55360,051 87 mol CS2 1 0,041 84 mol CH3COCH3

xCH3COCH3 = 1 - 0,5535

= 0,4465

PCS2 = xCS2

P CS2

= 0,5536 (68,66 kPa)

= 38,0 kPa

PCH3COCH3 = xCH3COCH3

P CH3COCH3

= 0,4464 (44,26 kPa)

= 19,8 kPa

Ptotale (idéale) = 38,0 kPa + 19,8 kPa

= 57,8 kPa

VÉriFier Les unités de la réponse (kPa) sont correctes. L’ordre de grandeur semble raisonnable compte tenu des pressions partielles des substances pures.

exerCiCe pratiQue 1.12Une solution de benzène (C6H6) et de toluène (C7H8) contient 25,0 % de benzène par masse. Les pressions de vapeur du benzène pur et du toluène pur à 25 °C sont de 0,1239 atm et de 0,037 37 atm, respectivement. En supposant que la solution a un comportement idéal, calculez :

(a) la pression de vapeur de chacun des constituants de la solution dans le mélange.

(b) la pression totale au-dessus de la solution.

(c) la composition de la vapeur en pourcentage massique.

Pourquoi la composition de la vapeur est-elle différente de celle de la solution ?

À partir des pressions de vapeur partielles, il est aussi possible d’exprimer la compo-sition des composants, en fraction molaire, mais cette fois-ci à l’intérieur de la vapeur (). En effet, sachant que

A 5nA

5PA

ntotal Ptotale


nous pouvons calculer la fraction molaire de la vapeur de la solution de l’exemple 1.12 :

CS25

PCS2 538,0 kPa

5 0,658 et CH3COCH35

PCH3COCH3 519,8 kPa

5 0,342Ptotale 57,8 kPa Ptotale 57,8 kPa

On remarque que le composant le plus volatil (CS2) possède une plus grande fraction molaire dans la vapeur (0,658) que dans le liquide (0,554). Ainsi, en condensant cette même vapeur, nous obtiendrions un liquide enrichi en CS2 par rapport au mélange origi-nal. Au laboratoire, la distillation fractionnée exploite précisément ce principe d’évapo-ration/condensation, mais de façon répétée et continue (figure 1.17). Au cours de ce procédé, on chauffe un mélange liquide placé dans un ballon surmonté d’une colonne de fractionnement. Celle-ci est constituée de billes ou d’aiguilles de verre. Sous l’effet de l’ébullition, la vapeur monte dans la colonne et se condense sur les billes (ou les aiguilles). Ce liquide s’évapore à son tour et ainsi de suite. Ainsi, plus la vapeur monte dans la colonne, plus elle contient du composant le plus volatil. La partie supérieure de la colonne est munie d’un tube réfrigérant dans lequel circule de l’eau froide. La vapeur arrivant au sommet de la colonne subit donc une dernière condensation dans le tube réfrigérant afin d’être recueillie dans un récipient.

Réfrigérant

Colonne de fractionnement

Manchonchauffant

Thermomètre

lien conceptuel 1.7 pression de vapeur d’une solution à deux constituants

Une solution est équimolaire en A et en B (elle contient un nombre égal de moles de chacun). La pression de vapeur de A pur est de 100 mm Hg et la pression de vapeur de B pur est de 200 mm Hg. Quelle est la pression de vapeur totale de la solution ?

(a) 100 mm Hg (c) 200 mm Hg

(b) 150 mm Hg (d) 350 mm Hg


45 à 54, 86, 87, 92(b), 94, 96 à 99, 108, 111, 113 et 117.

▶ Figure 1.17 Distillation fractionnée Méthode utilisée en labora toire pour séparer les constituants d’un mélange liquide selon leurs pressions de vapeur (ou points d’ébullition) respectives. Le composé le plus volatil (celui dont la température d’ébullition est la plus basse) sera plus concentré en haut de la colonne de fractionne ment et sera ensuite condensé dans un réfrigérant afin d’être recueilli.


Abaissement du point de congélation et élévation du point d’ébullitionL’abaissement de la pression de vapeur que nous venons d’expliquer se produit à toutes les températures. On peut se rendre compte de l’effet de l’abaissement de la pression de vapeur à différentes températures en comparant les diagrammes de phase de l’eau pure et d’une solution aqueuse contenant un soluté non volatil (illustrés ci-dessous).

1 atm

Solide

Liquide

Gaz

Pres

sion

Températuretébtcong

Point de fusiondu solvant

Point de fusionde la solution

Point d’ébullitiondu solvant

Point d’ébullitionde la solution

Solution

Solution

Solvant pur

▲ Un soluté non volatil diminue la pression de vapeur d’une solution ; il s’ensuit que le point de congélation de cette solution est plus bas, et le point d’ébullition, plus élevé.

Notez que la courbe de pression de vapeur de la solution est déplacée vers le bas par rapport à celle du solvant pur. Par conséquent, la courbe pour la pression de vapeur croise la courbe solide-gaz à une température plus basse. Il s’ensuit que la solution a un point de congélation plus bas et un point d’ébullition plus élevé que ceux du solvant pur. Ces effets sont appelés abaissement du point de congélation (tcong) et élévation du point d’ébul-lition (téb).

Le point de congélation d’une solution contenant un soluté non volatil est plus bas que celui du solvant pur. C’est le cas, par exemple, de l’antigel que l’on utilise pour empê-cher les blocs moteurs de geler dans les régions froides. Ce produit contient une solution aqueuse d’éthane-1,2-diol (C2H6O2). Plus la solution est concentrée, plus le point de congélation devient bas.

D’une façon générale, on peut expliquer cet abaissement du point de congélation de la façon suivante. En ajoutant un soluté dans un solvant, il s’établit de nouvelles interac-tions intermoléculaires, ce qui maintient le solvant en solution. Il est donc plus difficile de congeler le solvant, car celui-ci ne peut être libéré tant que ces nouvelles interactions n’ont pas été brisées. Il s’ensuit donc une diminution de la température à laquelle le sol-vant gèle. Dans une solution, plus la quantité de solvant gelé augmente, plus la solution devient concentrée en soluté, ce qui a pour effet de diminuer encore la température de congélation (figure 1.18). Comme on peut s’y attendre, le facteur de Van’t Hoff (indiquant la quantité de particules de soluté en solution) influe aussi sur cette propriété colligative. Par exemple, l’abaissement du point de congélation d’une solution de saccharose (non-électrolyte) à 0,10 mol/kg est tcong 5 0,186 °C. Toutefois, l’abaissement du point de congélation est presque le double pour une solution de chlorure de sodium (électrolyte fort) à 0,10 mol/kg. Pourquoi ? Parce que la dissociation de 1 mol de chlorure de sodium produit théoriquement 2 mol d’ions en solution.

▲ L’antigel est une solution aqueuse d’éthane-1,2-diol dont le point de congé-lation est plus bas que celui de l’eau pure, et dont le point d’ébullition est plus élevé.


Solution (rouge)

Point de congélation du liquide pur

Point de congélation de la solution

Liquide pur (bleu)

Temps

Tem

péra

ture

Diminution du point de congélation

▲ Figure 1.18 abaissement du point de congélation Lors de la congélation, un solvant pur conserve une température de congélation stable. La température de congélation d’une solution diminue pendant ce changement d’état puisque la solution est de plus en plus concentrée (la quantité de solvant gelé augmente).

La valeur quantitative de l’abaissement du point de congélation pour les solutions s’obtient à l’aide de l’équation suivante :

tcong 5 imKcong

où

• tcong est la variation du point de congélation en degrés Celsius (par rapport au point de congélation du solvant pur) ; cette variation est généralement exprimée sous la forme d’un nombre positif (on peut utiliser la formule suivante : tcong 5 tcong 2 tcong sln) ;

• i est le coefficient de Van’t Hoff ;

• m est la molalité de la solution en moles de soluté par kilogramme de solvant ;

• Kcong est la constante cryoscopique pour le solvant.

Pour l’eau,

Kcong 5 1,86 °Ckg/mol

Lorsqu’une solution aqueuse renfermant un soluté solide dissous gèle lentement, le solide résultant contient généralement peu de soluté. Par exemple, la glace qui se forme dans l’eau de mer contient de l’eau douce, et non de l’eau salée. En effet, quand la glace se forme, sa structure cristalline a tendance à exclure les particules de soluté. Vérifiez-le par vous-même en laissant une solution d’eau salée se solidifier partiellement au congé-lateur. Prenez la glace nouvellement formée, rincez-la plusieurs fois et goûtez-y. Comparez le goût de la glace à celui de la solution initiale. La glace sera beaucoup moins salée.

Le tableau 1.7 donne les constantes cryoscopiques et ébullioscopiques de plusieurs liquides. Pour calculer le point de congélation d’une solution, il suffit de remplacer par des valeurs les termes de l’équation qui décrit l’abaissement du point de congélation, comme le démontre l’exemple 1.13.


tableau 1.7 Constantes cryoscopiques et ébullioscopiques de quelques solvants liquides

Solvantpoint de congélation normal (°C) Kcong (°C·kg/mol)

point d’ébullition normal (°C) Kéb (°C·kg/mol)

Benzène (C6H6) 5,5 5,12 80,1 2,53Tétrachlorométhane (CCl4) 222,9 29,9 76,7 5,03

Trichlorométhane (CHCl3) 263,5 4,70 61,2 3,63

Éthanol (C2H5OH) 2114,1 1,99 78,3 1,22

Éthoxyéthane (C4H10O) 2116,3 1,79 34,6 2,02

Eau (H2O) 0,00 1,86 100,0 0,512

exeMple 1.13 Abaissement du point de congélation d’une solution contenant un soluté non électrolyte

Calculez le point de congélation d’une solution aqueuse à 1,7 mol/kg d’éthane-1,2-diol.

trier Vous connaissez la molalité d’une solution et vous devez trouver son point de congélation.

DONNÉeS solution à 1,7 mol/kg

i 5 1 puisqu’il s’agit d’un soluté non électrolyte

iNFOrMatiON reCherChÉe point de congélation (à partir du tcong)

ÉtaBlir uNe StratÉgie Pour résoudre ce problème, utilisez l’équation qui décrit l’abaissement du point de congélation.

plaN CONCeptuel

m ∆tcong

Δtcong = imKcong

rÉSOuDre Faites les substitutions dans l’équation pour calculer la tcong. Pour obtenir le point de congélation réel, soustrayez le tcong du point de congélation de l’eau pure (0,00 °C).

SOlutiONtcong 5 imKcong

5 1 3 1,7 mol/kg 3 1,86 °Ckg/mol

5 3,2 °C

tcong 5 t°cong 2 tcong sln

tcong sln 5 t°cong 2 tcong

5 0,00 °C 2 3,2 °C

5 23,2 °C

VÉriFier Les unités de la réponse sont bonnes. L’ordre de grandeur semble correct. Le point de congélation d’une solution aqueuse peut se situer n’importe où sur la plage attendue de températures allant de 210 °C à des valeurs juste en dessous de 0 °C. Toute réponse hors de cette plage serait suspecte.

exerCiCe pratiQue 1.13Calculez le point de congélation d’une solution aqueuse à 2,6 mol/kg de saccharose.

exeMple 1.14 Facteur de Van’t Hoff et abaissement du point de congélation

Une solution aqueuse de CaCl2 0,050 mol/kg a un point de congélation de 20,27 °C. Quel est le facteur de Van’t Hoff (i) à cette concentration ? Comparez-le à la valeur théorique de i.

trier Vous connaissez la molalité et le point de congélation d’une solution. Vous devez trouver la valeur du facteur de Van’t Hoff, i, et la comparer à la valeur théorique.

DONNÉeS solution de CaCl2 0,050 mol/kg

tcong 5 0,27 °C

iNFOrMatiON reCherChÉe i


ÉtaBlir uNe StratÉgie Pour résoudre ce problème, utilisez l’équation décrivant l’abaissement du point de congélation en y incluant le facteur de Van’t Hoff.

relatiON utiliSÉetcong 5 imKcong

rÉSOuDre Résolvez l’équation de calcul de l’abaissement du point de congélation pour i en remplaçant les termes par les quantités fournies.

Pour le CaCl2, la valeur théorique de i est de 3, car chaque mole de chlorure de calcium qui se dissout forme 3 mol d’ions. La valeur expérimentale est légèrement inférieure à 3, probablement à cause de l’appariement d’ions.

tcong 5 imKcong

i 5tcong

mKcong

5

0,27 °C

0,050 mol/kg 31,86 °Ckg

mol 5 2,9

VÉriFier Comme on s’y attendait, la réponse n’a pas d’unités puisque i est un rapport. L’ordre de grandeur est sensé, car il est proche de la valeur théorique pour la dissociation complète de CaCl2.

exerCiCe pratiQue 1.14Calculez le point de congélation d’une solution aqueuse de FeCl3 0,10 mol/kg en utilisant un facteur de Van’t Hoff de 3,2.

Le point d’ébullition d’une solution contenant un soluté non volatil est plus élevé que celui du solvant pur. Dans les blocs moteurs des voitures, l’antigel n’empêche pas seulement l’eau de geler lorsqu’il fait froid, il l’empêche aussi de bouillir lorsqu’il fait chaud. L’élévation du point d’ébullition pour les solutions se quantifie à l’aide de l’équation suivante :

téb 5 imKéb

où

• téb est la variation du point d’ébullition en degrés Celsius (par rapport au point d’ébullition du solvant pur – on peut utiliser la formule suivante : téb 5 téb sln 2 t°éb) ;

• i est le coefficient de Van’t Hoff ;

• m est la molalité de la solution en moles de soluté par kilogramme de solvant ;

• Kéb est la constante ébullioscopique pour le solvant.

Pour l’eau,

Kéb 5 0,512 °Ckg/mol

Le point d’ébullition d’une solution se calcule par des substitutions dans l’équation qui décrit l’élévation du point d’ébullition d’une substance, comme le montre l’exemple 1.15.

Encore une fois, on peut expliquer simplement une telle situation en rappelant que le solvant établit de nombreuses interactions intermoléculaires avec le soluté ; celui-ci ne peut donc se vaporiser et reste en solution. Afin de briser ces nouvelles interactions, il est nécessaire de chauffer la solution à une température supérieure à celle du solvant pur. Le solvant pourra alors passer de la phase liquide à la phase gazeuse.

lien conceptuel 1.8 Élévation du point d’ébullitionLa solution A, dans laquelle l’eau est le solvant, contient un soluté non ionique à une concentration de 1,0 mol/L. La solution B, dans laquelle l’éthanol est le solvant, contient le même soluté non ionique à une concentration de 1,0 mol/L. Des deux solutions, laquelle montre la variation du point d’ébullition la plus grande (par rapport à celui du solvant pur) ?


exeMple 1.15 Élévation du point d’ébullition d’une solution contenant un soluté électrolyte fort

Quelle masse de chlorure de sodium (NaCl), en grammes, faut-il ajouter à 1,0 kg d’eau pour produire une solution qui bout à 105,0 °C ?

trier Vous connaissez le point d’ébulli-tion désiré pour une solution de chlorure de sodium contenant 1,0 kg d’eau et vous devez trouver la masse de chlorure de sodium nécessaire à l’atteinte de ce point d’ébullition.

DONNÉeS téb 5 5,0 °C, 1,0 kg H2O

i 5 2 [puisque NaCl est un électrolyte fort et se dissocie complètement (théoriquement) en 2 particules (Na1 et Cl2)]

iNFOrMatiON reCherChÉe masseNaCl

ÉtaBlir uNe StratÉgie Pour résoudre ce problème, utilisez l’équation qui décrit l’élévation du point d’ébullition pour trouver la molalité désirée de la solution à partir de Téb.

Servez-vous ensuite de cette molalité pour déterminer le nombre de moles de chlorure de sodium nécessaires par kilogramme d’eau. Enfin, calculez la masse molaire de chlorure de sodium et utilisez-la pour convertir les moles en grammes de chlorure de sodium.

plaN CONCeptuel

∆téb m

nNaCl masseNaCl (g) masseH2O (kg)

∆téb = imKéb

58,44 g NaCl

1 mol NaCl

mol NaCl

kg H2O

De la première étape

relatiONS utiliSÉeSMNaCl 5 58,44 g/mol

téb 5 imKéb (élévation du point d’ébullition)

rÉSOuDre Commencez par résoudre l’équation qui décrit l’élévation du point d’ébullition pour la molalité et faites les substitutions requises pour calculer m.

Déterminez ensuite la masse de chlorure de sodium dans 1,0 kg d’eau avec la molalité et la masse molaire du chlorure de sodium.

SOlutiON téb = imKéb

m 5téb

55,0 °C

5 4,88 mol/kgiKéb 2 3 0,512 °Ckg/mol

1,0 kg H2O *4,88 mol NaCl

kg H2O*

58,44 g NaCl1 mol NaCl

= 2,9 * 102 g NaCl

VÉriFier Les unités de la réponse sont bonnes. La valeur semble un peu élevée de prime abord, mais la constante ébullioscopique est si faible qu’il faut apporter beaucoup de soluté pour produire une légère élévation du point d’ébullition. Il est à noter que si nous n’avions pas tenu compte du facteur de Van’t Hoff, nous aurions obtenu une valeur de 5,7 3 102 g de NaCl, ce qui représente une différence appréciable. Encore une fois, nous pouvons constater à quel point le nombre de particules en solution influe fortement sur les propriétés colligatives.

exerCiCe pratiQue 1.15Calculez le point d’ébullition d’une solution aqueuse d’acide sulfureux (H2SO3) 1 mol/L, sachant que son pourcentage de dissociation est de 12,3 % et que sa masse volumique est de 1,03 g/mL.

lien conceptuel 1.9 propriétés colligativesDe ces trois solutions, laquelle aura le point d’ébullition le plus élevé ?

(a) C12H22O11 0,50 mol/L (b) NaCl 0,50 mol/L (c) MgCl2 0,50 mol/L

Vous êtes maintenant en mesure de faire les exercices suivants : 55 à 61, 65, 67, 69, 71, 72(a)(c), 73(a)(c), 74, 75, 88 à 90, 92(a), 95, 102, 104 à 106, 112 et 118.


OsmoseLe processus, évoqué dans la première section de ce chapitre, par lequel l’eau de mer cause la déshydratation est appelé osmose. Ce phénomène se définit précisément comme le passage du solvant d’une solution à faible concentration de soluté vers une solution à forte concentration de soluté. Les solutions concentrées attirent le solvant des solutions plus diluées en raison de la tendance de la nature au mélange, dont il a déjà été question.

La figure 1.19 montre un tube en forme de U. Le côté gauche du tube renferme une solution concentrée d’eau et de sel, et le côté droit, de l’eau pure. Les deux côtés sont séparés par une membrane semi-perméable, qui laisse passer sélectivement certaines substances, mais pas les autres. Dans le tube, l’eau passe par osmose du compartiment contenant de l’eau pure vers celui contenant de l’eau salée en traversant la membrane semi-perméable. Avec le temps, le niveau d’eau monte du côté gauche du tube, et baisse du côté droit. Si on applique une pression externe sur l’eau du compartiment gauche, ce processus peut ralentir et même s’arrêter. La pression requise pour interrompre un tel mouvement est la pression osmotique (P), et elle est exprimée par l’équation suivante :

p 5 iCRT

où i est le coefficient de Van’t Hoff, C la concentration molaire volumique de la solution, T la température (en kelvins) et R la constante des gaz parfaits (0,082 06 Latm/molK ou 8,3145 LkPa/molK).

Haussedu niveaudu liquide

Pression de l’excès de liquide =pression osmotique de la solution

À l’équilibreAu début

Osmose et pression osmotique

Particulesde solvant

Moléculesd’eau

Membranesemi-perméable

exeMple 1.16 Pression osmotique d’une solution contenant un soluté non ionique

La pression osmotique d’une solution contenant 5,87 mg d’une protéine inconnue par 10,0 mL de solution était de 0,3266 kPa à 25 °C. Trouvez la masse molaire de la protéine inconnue.

trier Vous savez qu’une solution contient 5,87 mg d’une protéine inconnue par 10,0 mL de solution. Vous connaissez aussi la pression osmotique de la solution à une température donnée et vous devez trouver la masse molaire de la protéine inconnue.

DONNÉeS 5,87 mg de protéine

10,0 mL de solution

i 5 1 (non-électrolyte)

p 5 0,3266 kPa

T 5 25 °C

iNFOrMatiON reCherChÉe masse molaire de la protéine (g/mol)

▼ Figure 1.19 Osmose Dans ce tube, l’eau passe du côté de l’eau pure vers le côté de l’eau salée en traversant une membrane semi-perméable.


ÉtaBlir uNe StratÉgie Étape 1 : Utilisez la pression osmotique, le facteur de Van’t Hoff et la température fournie pour trouver la concentration molaire volumique de la solution de protéine.

Étape 2 : Avec la concentration molaire volumique calculée à l’étape 1, trouvez le nombre de moles de protéine dans 10,0 mL de solution.

Étape 3 : Enfin, prenez le nombre de moles de protéine calculé à l’étape 2 et la masse connue de protéine dans 10,0 mL de solution pour trouver la masse molaire.

plaN CONCeptuel

P, i, T C

Vsln (L) nprotéineVsln (mL)

p = iCRT

C

L sln

1 L sln

1000 mL sln

De la première étape

Mprotéine 5masseprotéine

nprotéine

relatiON utiliSÉep 5 iCRT (équation décrivant la pression osmotique)

rÉSOuDre Étape 1 : Commencez par résoudre l’équation décrivant la pression osmotique pour la concentration molaire volumique et remplacez les termes par les valeurs requises, dans les bonnes unités, pour calculer M.

Étape 2 : Convertissez le volume fourni en litres, puis utilisez la concentration molaire volumique pour trouver le nombre de moles de protéine.

Étape 3 : En utilisant la masse connue et le nombre de moles obtenu à l’étape 2, calculez la masse molaire de la protéine.

SOlutiON p 5 iCRT

C 5p

iRT5

0,3266 kPa

1 3 8,3145LkPa

3 298 KmolK

5 1,3181 3 1024 mol/L

nprotéine 5 10,0 ml sln 31 L sln

31,3181 3 1024 mol protéine

1000 mL sln L sln

5 1,3181 3 1026 mol

Mprotéine 5masseprotéine

nprotéine

55,87 3 1023 g protéine

1,3181 3 1026 mol protéine

5 4,45 3 103 g/mol

VÉriFier Les unités de la réponse sont correctes. La valeur semble un peu grande de prime abord, mais les protéines sont de grosses molécules et elles ont donc des masses molaires élevées.

exerCiCe pratiQue 1.16Calculez la pression osmotique (en atmosphères) d’une solution aqueuse contenant 1,50 g de chlorure d’aluminium (AlCl3) dans 50,0 mL de solution à 25 °C (supposez que AlCl3 se dissocie complètement dans l’eau).

Grâce au principe de l’osmose inverse, il est désormais possible de désaliniser l’eau afin de la rendre potable. Dans ce cas précis, on réalise l’osmose inverse en appliquant sur l’eau de mer une pression supérieure à la pression osmotique que celle-ci exerce à l’égard de l’eau douce. Soumise à cette forte pression, l’eau de l’eau de mer est forcée de passer à travers la membrane semi-perméable. Normalement, l’eau douce devrait se déplacer vers le compartiment contenant l’eau de mer, mais, ce compartiment étant soumis à une pres-sion supérieure à la pression osmotique de la solution, le solvant (l’eau) est forcé de traver-ser la membrane, tandis que les autres molécules (comme le sel et plusieurs contaminants) sont retenues dans le compartiment contenant l’eau de mer. Celle-ci devient de plus en plus concentrée. Dans l’industrie, il est nécessaire de mettre en œuvre plusieurs étapes prélimi-naires, que nous ne décrirons pas ici, afin d’obtenir un rendement intéressant.


62 à 64, 66, 68, 70, 72(b), 73(b), 76, 77, 91, 93, 103 et 109.


Concepts clés

Solutions (1.1, 1.2) ▶ Une solution est un mélange homogène de deux substances ou

plus. Dans une solution, le constituant majoritaire est le solvant et le constituant minoritaire est le soluté.

▶ La tendance vers une plus grande entropie (ou une plus grande dispersion de l’énergie) est la force motrice de la formation des solutions.

▶ Dans les solutions aqueuses, le solvant est l’eau et le soluté est un solide, un liquide ou un gaz.

Solubilité et aspects énergétiques de la formation des solutions (1.2, 1.3)

▶ La solubilité d’une substance est la quantité maximale de cette substance qui se dissout dans une quantité donnée de solvant à une température donnée. La solubilité d’une substance dans une autre dépend des types de forces intermoléculaires qui s’établissent entre les substances de même qu’au sein de chaque substance.

▶ La variation globale d’enthalpie peut être déterminée par la somme des variations d’enthalpie pour les trois étapes de la forma-tion des solutions : 1) séparation des particules de soluté ; 2) sépa-ration des particules de solvant ; 3) mélange des particules de soluté et de solvant. Les deux premières étapes sont endothermiques, alors que la dernière est exothermique.

▶ Dans les solutions aqueuses d’un composé ionique, les variations d’enthalpie accompagnant les étapes 2 et 3 peuvent être combinées et exprimées sous forme de chaleur d’hydratation (Hhydratation), qui est toujours négative.

Équilibre des solutions et facteurs influant sur la solubilité (1.4) ▶ L’équilibre dynamique est l’état dans lequel les vitesses de dis-

solution et de recristallisation dans une solution sont égales. Une solution se trouvant dans cet état est dite saturée. Une solution est non saturée si elle contient moins de soluté que la quantité à l’état d’équilibre, et sursaturée si elle en contient plus.

▶ La solubilité de la plupart des solides dans l’eau augmente avec une élévation de la température.

▶ La solubilité des gaz diminue généralement quand la température s’élève, mais elle s’accroît quand la pression augmente.

Concentration molaire volumique (1.5) ▶ Une solution aqueuse est un mélange homogène d’eau (le solvant)

et d’une autre substance (le soluté). ▶ La composition d’une solution est souvent exprimée en concentration

molaire volumique, le nombre de moles de soluté par litre de solution. ▶ On peut utiliser les concentrations molaires volumiques et les

volumes des solutions de réactifs pour déterminer la quantité de produits qui se forme dans une réaction en solution aqueuse.

autres modes d’expression de la composition des solutions (1.6)

▶ Les modes d’expression courants de la composition des solu-tions sont notamment : la concentration molaire volumique ou molarité (C), la molalité (m), la fraction molaire (), le pourcen-tage molaire ( %mol), le pourcentage massique ( %m/m) ou volu-mique ( %v/v), les parties par million (ppm) par masse ou par volume, et les parties par milliard (ppb) par masse ou par volume. Ils sont résumés dans le tableau 1.5.

abaissement de la pression de vapeur, abaissement du point de congélation, élévation du point d’ébullition et osmose (1.7)

▶ Comme le prévoit le facteur de Van’t Hoff, pour une quantité équi-valente, un soluté électrolytique exerce un plus grand effet sur ces propriétés qu’un soluté non électrolytique.

▶ Lorsqu’un liquide contient un soluté non volatil, la pression de vapeur de la solution est réduite, comparativement à la pression de vapeur du liquide pur. La loi de Raoult permet de prédire cette diminution de la pression de vapeur pour une solution idéale.

▶ Lorsqu’on ajoute un soluté non volatil à un liquide, la solution a un point de congélation plus bas et un point d’ébullition plus élevé que ceux du solvant pur.

▶ L’osmose est le transfert de solvant d’une solution moins concen-trée vers une solution plus concentrée.

▶ Tous ces phénomènes sont des propriétés colligatives ; ils ne dépendent pas du type de particules de soluté ajoutées, mais de leur nombre.

rÉSuMÉ Du Chapitre

termes clés (voir le glossaire)Abaissement de la pression

de vapeur (P) (p. 31)Abaissement du point

de congélation (tcong) (p. 39)

Chaleur d’hydratation (Hhydratation) (p. 10)

Concentration molaire volumique (molarité) (C) (p. 17)

Dilution (p. 19)Élévation du point

d’ébullition (téb) (p. 39)Enthalpie de la solution

(Hsln) (p. 9)

Entropie (p. 4)Équilibre dynamique (p. 12)Facteur de Van’t Hoff (i)

(p. 28)Fraction molaire (slt) (p. 25)Loi de Henry (p. 15)Loi de Raoult (p. 31)Masse molaire (M) (p. 23)Masse volumique () (p. 23)Membrane semi-perméable

(p. 44)Miscibles (p. 6)Molalité (m) (p. 23)Osmose (p. 44)Osmose inverse (p. 45)

Partie par milliard (ppb) (p. 24)

Partie par million (ppm) (p. 24)

Pourcentage massique (%m/m) (p. 23)

Pourcentage molaire (%mol) (p. 25)

Pression osmotique (p) (p. 44)

Propriété colligative (p. 28)Quantité de substance (n)

(p. 23)Rapport par masse (p. 23)Rapport par volume (p. 24)

Recristallisation (p. 13)Solubilité (p. 4)Soluté (p. 2)Solution (p. 2)Solution aqueuse (p. 4)Solution concentrée (p. 2)Solution diluée (p. 2)Solution idéale (p. 35)Solution insaturée (p. 12)Solution mère (p. 19)Solution saturée (p. 12)Solution sursaturée (p. 12)Solvant (p. 2)

Exercices 47

Équations et relations clés

loi de henry : solubilité des gaz dans des conditions de pression croissante (1.4)

Sgaz 5 kPgaz (k est la constante de Henry)

Concentration molaire volumique (C) d’une solution (1.5)

Concentration molaire volumique (C) 5 nslt (mol)

Vsln (L)

Dilution d’une solution (1.5)

C1V1 5 C2V2

Molalité (m) d’une solution (1.6)

Molalité (m) 5 nslt (mol)

masseslv (kg)

Composition d’une solution en rapport par masse et en rapport par volume (1.6)

Pourcentage par masse (%m/m) 5 masseslt 3 100 %

massesln

Parties par million (ppm) 5 masseslt 3 106

massesln

Parties par milliard (ppb) 5 masseslt 3 109

massesln

Rapport par volume 5 Vslt 3 facteur de multiplication

Vsln

Composition d’une solution en fraction molaire () et en pourcentage molaire (1.6)

slt 5nslt

nslt 1 nslv

Pourcentage molaire (%mol) 5 3 100 %

Facteur de Van’t hoff (i) : rapport du nombre de moles de particules en solution et du nombre réel de moles de particules dissoutes (1.7)

i 5nparticules en sln

nparticules dissoutes

loi de raoult : relation entre la pression de vapeur d’une solution (Psln), la fraction molaire du solvant (slv) et la pression de vapeur du solvant pur (P slv) (1.7)

Psln 5 slvPslv

abaissement de la pression de vapeur (1.7)

P 5 sltPslv

pression de vapeur d’une solution contenant deux constituants volatils (1.7)

PA 5 APA

PB 5 BPB

Ptotale 5 PA 1 PB

Fraction molaire des composants d’un mélange dans la vapeur (1.7)

A 5 nA

5PA

ntotal Ptotale

relation entre l’abaissement du point de congélation (Dtcong), la molalité (m) et la constante cryoscopique (Kcong) (1.7)

tcong 5 imKcong

tcong 5 tcong 2 tcong sln

relation entre l’élévation du point d’ébullition (Dtéb), la molalité (m) et la constante ébullioscopique (Kéb) (1.7)

téb 5 imKéb

téb 5 téb sln 2 téb

relation entre la pression osmotique (P), la concentration molaire volumique (C ), la constante des gaz parfaits (R ) et la température (T , en K) (1.7)

p 5 iCRT (R 5 0,082 06 Latm/molK ou 8,3145 LkPa/molK)

exerCiCeS

F facile M moyen D difficile

problèmes par sujet

Solubilité (1.2)

1. Choisissez, parmi ceux du tableau 1.3, un solvant approprié pour dissoudre chaque substance. Précisez les types de forces intermoléculaires en cause pour chaque paire soluté-solvant.(a) Huile à moteur (non polaire).(b) Éthanol (polaire, présence d’un groupe OH).

(c) Saindoux (non polaire).(d) Chlorure de potassium (ionique).(e) Propan-2-ol (polaire, présence d’un groupe OH).(f) Chlorure de sodium (ionique).(g) Huile végétale (non polaire).(h) Nitrate de sodium (ionique).

F


2. Selon vous, lequel des composés suivants serait le plus soluble dans l’eau ?(a) CH3CH2CH2OH ou HOCH2CH2CH2OH.(b) CCl4 ou CH2Cl2.

3. Les molécules ci-dessous devraient-elles être plus solubles dans l’eau ou dans l’hexane ? Dans chaque cas, indiquez les types de forces intermoléculaires qui existent entre le soluté et le solvant dans lequel la molécule est la plus soluble.

(a) Glucose.

(b) Naphtalène.

(c) Méthoxyméthane.

(d) Alanine (un acide aminé).

(e) Toluène.

(f) Saccharose (sucre ordinaire).

(g) 2-méthylpropène.

(h) Éthane-1,2-diol.

aspects énergétiques de la formation des solutions (1.3)

4. Lorsque du chlorure d’ammonium (NH4Cl) se dissout dans l’eau, la solution devient plus froide.(a) La dissolution du chlorure d’ammonium est-elle endother-

mique ou exothermique ?

(b) Que pouvez-vous en déduire quant aux valeurs relatives de l’énergie de réseau et de la chaleur d’hydratation du chlorure d’ammonium ?

(c) Dessinez un diagramme d’énergie qualitatif semblable à celui de la figure 1.7 pour la dissolution du NH4Cl.

(d) Pourquoi la solution se forme-t-elle ? Quelle est la force motrice du processus ?

5. Lorsque de l’iodure de lithium (LiI) se dissout dans l’eau, la solution devient plus chaude.(a) La dissolution de l’iodure de lithium est-elle endother-

mique ou exothermique ?(b) Que pouvez-vous en déduire quant aux valeurs relatives

de l’énergie de réseau et de la chaleur d’hydratation de l’iodure de lithium ?

(c) Dessinez un diagramme d’énergie qualitatif semblable à celui de la figure 1.7 pour la dissolution du LiI.

(d) Pourquoi la solution se forme-t-elle ? Quelle est la force motrice du processus ?

6. Le nitrate d’argent a une énergie de réseau de 28,20 3 102 kJ/mol et une chaleur de solution de 122,6 kJ/mol. Calculez sa chaleur d’hydratation.

7. À l’aide des données ci-dessous, calculez les chaleurs d’hydra-tation du chlorure de lithium et du chlorure de sodium. Lequel des deux cations, lithium ou sodium, établit les plus fortes interactions ion-dipôle avec l’eau ? Comment l’expliquez-vous ?

Composé Énergie de réseau (kJ/mol) Hsln (kJ/mol)

LiCl 2834 237,0

NaCl 2769 13,88

8. L’iodure de lithium a une énergie de réseau de 27,3 3 102 kJ/mol et une chaleur d’hydratation de 2793 kJ/mol. Calculez sa chaleur de solution et déterminez la quantité de chaleur émise ou absorbée lors de la dissolution complète de 15,0 g d’iodure de lithium dans l’eau.

9. Le nitrate de potassium a une énergie de réseau de 2163,8 kcal/mol et une chaleur d’hydratation de 2155,5 kcal/mol. Quelle quantité (en grammes) de nitrate de potassium faut-il dis-soudre pour absorber 1,00 3 102 kJ de chaleur lors de sa dissolution dans l’eau ?

Équilibre des solutions et facteurs influant sur la solubilité (1.4) 10. Les solutions suivantes sont-elles insaturées, saturées ou sur-

saturées ? (Consultez la figure 1.10.)(a) Une solution contient 25 g de NaCl par 100,0 g d’eau

à 25 °C.(b) Une solution contient 32 g de KNO3 par 100,0 g d’eau

à 25 °C.

11. Une solution contenant 45 g de KNO3 par 100,0 g d’eau est refroidie de 40 °C à 0 °C. Que se passe-t-il pendant le refroi-dissement ? (Consultez la figure 1.10.)

12. Une solution contenant 42 g de KCl par 100,0 g d’eau est refroidie de 60 °C à 0 °C. Que se passe-t-il pendant le refroi-dissement ? (Consultez la figure 1.10.)

13. Pour effectuer certaines expériences de laboratoire nécessi-tant des réactifs ou des produits sensibles à l’oxygène, il faut utiliser de l’eau bouillie (puis refroidie) au préalable. Expliquez pourquoi.

14. Une personne qui prépare un aquarium le remplit avec de l’eau bouillie (puis refroidie). Lorsque le poisson est placé dans l’aqua-rium, il meurt. Expliquez pourquoi.

M

M

F

F

F

M

M

D

F

F

F

M

M

NH2

OCH3CH3

OHCHCH3C

O

HC

HC

C

C CH

CH

HC

HC

CH

CH

CH3HC

C

CHHC

HC

CH

O

CHCH

CH

CH

CHOHCH2

HO

HO

OH

OH

CHCH

CHO

OHCH

CH

CH2

H2CCH2

HO

HO

HO

O

OH OH

OH

HO

CH3H2C

CH3

C

CH2

CH2 OHHO

CH CH

C CHO

Exercices 49

15. Lorsque les plongeurs utilisant un scaphandre autonome inhalent de l’air à une pression accrue, ils risquent de :(a) Souffrir de narcose à l’azote – un état qui ressemble à

l’ivresse – si la pression partielle d’azote excède une valeur d’environ 4 atm. Quelle propriété des solutions gaz-eau est à l’origine de ce problème ? Comment le plon-geur pourrait-il compenser cet effet ?

(b) Souffrir d’une intoxication à l’oxygène – causée par l’accumulation excessive d’oxygène dans le sang – si la pression partielle d’oxygène dépasse une valeur d’environ 1,4 atm. Lorsqu’un plongeur inhale de l’oxygène à une pression élevée, quel est l’effet sur la quantité d’oxygène dans son sang ? Comment peut-on inverser cet effet ?

16. Calculez la masse d’azote dissous à la température ambiante dans un aquarium domestique d’une capacité de 80,0 L. Supposez que la pression totale est de 101,325 kPa et que la fraction molaire de l’azote est de 0,78 (pour la constante de Henry, consultez le tableau 1.4).

17. Utilisez la loi de Henry pour déterminer la solubilité molaire de l’hélium à une pression de 1,0 atm et à 25 °C (pour la constante de Henry, consultez le tableau 1.4).

Concentration molaire volumique (1.5)

18. Calculez la concentration molaire volumique de chacune des solutions.(a) 4,3 mol LiCl dans une solution de 2,8 L.(b) 22,6 g C6H12O6 dans une solution de 1,08 L.(c) 45,5 mg NaCl dans une solution de 154,4 mL.(d) 0,11 mol LiNO3 dans une solution de 5,2 L.(e) 61,3 g C2H6O dans une solution de 2,44 L.(f) 15,2 mg KI dans une solution de 102 mL.

19. Combien de moles de KCl y a-t-il dans chaque solution ?(a) 0,556 L d’une solution de KCl 2,3 mol/L.(b) 1,8 L d’une solution de KCl 0,85 mol/L.(c) 114 mL d’une solution de KCl 1,85 mol/L.

20. À quel volume d’une solution d’éthanol 0,200 mol/L corres-pond chacune des quantités de moles d’éthanol suivantes ?(a) 0,45 mol d’éthanol.(b) 1,22 mol d’éthanol.(c) 1,2 3 1022 mol d’éthanol.

21. Une méthode de laboratoire exige la préparation de 500 mL d’une solution de NaNO3 1,3 mol/L. Quelle masse de NaNO3 (en grammes) faudrait-il dissoudre ?

22. Un chimiste veut préparer 7,2 L d’une solution de CaCl2 0,350 mol/L. Quelle masse de CaCl2 (en grammes) le chimiste doit-il utiliser et comment préparera-t-il sa solution ?

23. Si on dilue 123 mL d’une solution de glucose 1,1 mol/L à 500,0 mL, quelle est la concentration molaire volumique de la solution diluée ?

24. Si on dilue 3,5 L d’une solution de SrCl2 4,8 mol/L à 45 L, quelle est la concentration molaire volumique de la solution diluée ?

25. À quel volume doit-on diluer 50,0 mL d’une solution mère de HNO3 12 mol/L pour obtenir une solution de HNO3 0,100 mol/L ? Comment procéderiez-vous à cette dilution ?

26. À quel volume doit-on diluer 25 mL d’une solution de H2SO4 10,0 mol/L pour obtenir une solution de H2SO4 0,150 mol/L ?

27. À quel volume final faudrait-il diluer 50,0 mL d’une solution de KI 5,00 mol/L de sorte que 25,0 mL de la solution diluée contiennent 3,25 g KI ?

28. À quel volume faudrait-il diluer 125 mL d’une solution de CuCl2 8,00 mol/L de sorte que 50,0 mL de la solution diluée

contiennent 4,482 g de CuCl2 ? Comment procéderiez-vous pour préparer cette solution ?

autres modes d'expression de la composition des solutions (1.6)

29. On prépare une solution aqueuse de NaCl en dissolvant 145 g de cette substance pour obtenir un volume total de solution de 1,00 L. Calculez la concentration molaire volumique, la mola-lité et le pourcentage massique de la solution. (Supposez que la solution a une masse volumique de 1,08 g/mL.)

30. On prépare une solution aqueuse de KNO3 en dissolvant 72,3 g de cette substance pour obtenir un volume total de solu-tion de 1,50 L. Calculez la concentration molaire volumique, la molalité et le pourcentage massique de la solution. (Supposez que la solution a une masse volumique de 1,05 g/mL.)

31. On utilise souvent des solutions de nitrate d’argent pour dépo-ser de l’argent sur d’autres métaux. Quelle quantité maximale d’argent (en grammes) peut-on déposer à partir de 4,8 L d’une solution d’AgNO3 dont le pourcentage massique d’Ag est de 3,4 % ? (Supposez que la masse volumique de la solution est de 1,01 g/mL.)

32. Le pourcentage massique de dioxine dans une source d’eau contaminée par cette substance est de 0,085 %. Quelle est la quantité de dioxine présente dans 2,5 L de cette eau ? (Supposez que la masse volumique est de 1,00 g/mL.)

33. Dans un échantillon d’eau dure, le pourcentage massique de calcium (sous forme d’ions Ca21) est de 0,0085 %. Quelle masse d’eau (en grammes) renferme 1,2 g de Ca (soit l’apport quotidien recommandé de Ca pour les personnes de 19 à 24 ans) ?

34. Le plomb est un métal toxique pour le système nerveux cen-tral. Son pourcentage massique dans un échantillon d’eau conta minée est de 0,0011 %. Quel volume d’eau (en millilitres) contient 150 mg de Pb ? (Supposez que la masse volumique est de 1,0 g/mL.)

35. L’acide nitrique (HNO3) se vend habituellement sous une forme concentrée ayant un pourcentage massique de HNO3 de 70,3 % et une masse volumique de 1,41 g/mL.(a) Décrivez exactement comment vous devriez préparer

1,5 L d’une solution de HNO3 à 0,100 mol/L à partir de la solution concentrée.

(b) Vous constatez que vous avez besoin de 500,0 mL d’une solution de HNO3 à 0,050 mol/L. Comment pourriez-vous préparer cette solution à partir de celle obtenue en (a) ?

36. L’acide chlorhydrique (HCl) se vend habituellement sous une forme concentrée ayant un pourcentage massique de HCl de 37,0 % et une masse volumique de 1,20 g/mL.(a) Décrivez exactement comment vous devriez préparer

2,85 L d’une solution de HCl à 0,500 mol/L à partir de la solution concentrée.

(b) La compagnie qui vous a fourni l’acide chlorhydrique vous prévient qu’il y a eu une erreur lors de la fabrication et que la véritable concentration est de 25,0 % par masse. Quelle est la vraie concentration de la solution préparée en (a) ?

37. Décrivez comment préparer chaque solution à partir du soluté solide et du solvant.(a) 1,00 3 102 mL d’une solution de KCl à 0,500 mol/L.(b) 1,00 3 102 g d’une solution de KCl à 0,500 mol/kg.(c) 1,00 3 102 g d’une solution à 5,0 % de KCl par masse.(d) 125 mL d’une solution de NaNO3 à 0,100 mol/L.(e) 125,00 g d’une solution de NaNO3 à 0,100 mol/kg.(f) 125,00 g d’une solution de NaNO3 à 1,0 % par masse.

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38. On prépare une solution en dissolvant 28,4 g de glucose (C6H12O6) dans 355 g d’eau. La solution a un volume final de 378 mL. Calculez sa composition dans chacun des systèmes d’unités suivants.(a) Concentration molaire volumique.(b) Molalité.(c) Pourcentage massique.(d) Fraction molaire.(e) Pourcentage molaire.

39. On prépare une solution en dissolvant 20,2 mL de méthanol (CH3OH) dans 100,0 mL d’eau à 25 °C. Le volume final de la solution est de 118 mL. À cette température, les masses volu-miques du méthanol et de l’eau sont de 0,782 g/mL et de 1,00 g/mL, respectivement. Calculez la composition de la solution dans chacun des systèmes d’unités suivants.(a) Concentration molaire volumique.(b) Molalité.(c) Pourcentage massique.(d) Fraction molaire.(e) Pourcentage molaire.

40. On désire préparer une solution en mélangeant 54,3 mL d’éthanol (CH3CH2OH) dans 442,0 g d’eau à 25 °C. La solu-tion a un volume final de 483,2 mL. À cette température, les masses volumiques de l'éthanol et de l’eau sont de 0,786 g/mL et de 1,00 g/mL, respectivement. Calculez sa composition dans chacun des systèmes d’unités suivants.(a) Concentration molaire volumique.(b) Molalité.(c) Pourcentage massique.(d) Fraction molaire.(e) Pourcentage molaire.

41. Le peroxyde d’hydrogène (H2O2) domestique est une solution aqueuse à 3,0 % de H2O2 par masse. Calculez la concentration molaire volumique de cette solution, en supposant que la masse volumique est de 1,01 g /mL.

42. Une marque d’eau de Javel est une solution aqueuse à 4,55 % d’hypochlorite de sodium (NaOCl) par masse. Calculez la concentration molaire volumique de cette solution, en suppo-sant que la masse volumique est de 1,02 g /mL.

43. Calculez la molalité et la fraction molaire d’une solution aqueuse contenant(a) 36 % HCl par masse. (b) 5,0 % NaCl par masse.

44. Une solution aqueuse d’acide acétique (CH3COOH) possède une fraction molaire de 0,150 et une masse volumique de 1,03 g/ml. Calculez sa composition dans les unités suivantes.(a) Concentration molaire volumique.(b) Molalité.

propriétés colligatives : abaissement de la pression de vapeur, abaissement du point de congélation, élévation du point d’ébullition et élévation de la pression osmotique (1.7)45. Un bécher contient 100,0 mL d’eau pure. Un deuxième bécher

contient 100,0 mL d’eau de mer. Les deux béchers sont laissés côte à côte sur une table de laboratoire pendant une semaine. À la fin de la semaine, le niveau de liquide a baissé dans les deux béchers, mais pas autant dans l’un que dans l’autre. Dans quel bécher le niveau de liquide a-t-il baissé le plus, et pourquoi ?

46. De ces trois solutions, laquelle présente la pression de vapeur la plus élevée ?(a) 20,0 g de glucose (C6H12O6) dans 100,0 mL d’eau.(b) 20,0 g de saccharose (C12H22O11) dans 100,0 mL d’eau.(c) 10,0 g d’acétate de potassium (KC2H3O2) dans 100,0 mL

d’eau.

47. Calculez la pression de vapeur d’une solution contenant 28,5 g de glycérine (C3H8O3) dans 125 mL d’eau à 30,0 °C. La pression de vapeur de l’eau pure à cette température est de 0,0418 atm. Supposez que la glycérine est non volatile, qu’elle se dissout en tant que molécule (soit comme une substance non ionique) et que l’eau a une masse volumique de 1,00 g/mL.

48. Une solution contient du naphtalène (C10H8) dissous dans de l’hexane (C6H14) à une concentration de 10,85 % par masse. Calculez la pression de vapeur de l’hexane au-dessus de la solu-tion à 25 °C en supposant que le naphtalène est un solide non volatil. L’hexane pur a une pression de vapeur de 20,132 kPa à 25 °C.

49. Une solution est formée de 50,0 g d’heptane (C7H16) et de 50,0 g d’octane (C8H18) à 25 °C. Les pressions de vapeur de l’heptane pur et de l’octane pur à 25 °C sont de 45,8 mm Hg et de 10,9 mm Hg, respectivement. En supposant que la solution a un comportement idéal, calculez :(a) La pression de vapeur de chacun des constituants de la

solution.(b) La pression totale au-dessus de la solution.(c) La composition de la vapeur en pourcentages massiques.

Pourquoi la composition de la vapeur est-elle différente de celle de la solution ?

50. Une solution contient un mélange de pentane et d’hexane à la température ambiante. Sa pression de vapeur est de 0,3395 atm. Le pentane pur et l’hexane pur ont des pressions de vapeur de 56,66 kPa et de 20,13 kPa, respectivement, à la température ambiante. Calculez la composition du mélange en fraction molaire, en supposant que la solution a un com-portement idéal.

51. Une solution est formée par la dissolution de 1,25 g d’un soluté non volatil dans 100 g d’eau. Sachant que le soluté a un pourcentage de dissociation de 22 % et que sa masse molaire est de 69,48 g/mol, quelle est la pression de vapeur de cette solution à 25 °C ? (Supposez que la pression de vapeur de l’eau pure est de 3,173 kPa à 25 °C.)

52. Calculez la pression de vapeur (en kilopascals) à 25 °C d’une solution aqueuse à 5,50 % de NaCl par masse sachant que la pression de vapeur de l’eau pure est de 3,173 kPa à cette température.

53. Quelle est la pression de vapeur d’une solution contenant 3 mol d’un composé non volatil dans 250 g d’eau sachant que le fac-teur de Van’t Hoff est de 1,88 et que la pression de vapeur de l’eau pure est de 3,173 kPa ?

54. Une solution aqueuse de chlorure de calcium (CaCl2) a une pression de vapeur de 10,879 kPa à 50 °C. À cette tempéra-ture, l’eau pure a une pression de vapeur de 12,346 kPa. Quelle est la concentration de CaCl2 en pourcentage massique ?

55. Une solution contient 55,8 g de glucose (C6H12O6) dans 455 g d’eau. Calculez le point de congélation et le point d’ébullition de cette solution.

56. Une solution contient 21,2 g d’éthane-1,2-diol (C2H6O2) dans 85,4 mL d’eau. Calculez le point de congélation et le point d’ébullition de la solution, en supposant que l’eau a une masse volumique de 1,00 g/mL.

57. Calculez le point de congélation et le point de fusion d’une solution contenant 10,0 g de naphtalène (C10H8) dans 100,0 mL de benzène. La masse volumique du benzène est de 0,877 g/cm3.

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Exercices 51

58. Calculez le point de congélation et le point de fusion d’une solution contenant 7,55 g d’éthane-1,2-diol (C2H6O2) dans 85,7 mL d’éthanol. La masse volumique de l’éthanol est de 0,789 g/cm3.

59. Une solution aqueuse contenant 17,5 g d’un composé molécu-laire inconnu (non-électrolyte) dans 100,0 g d’eau a un point de congélation de 21,8 °C. Calculez la masse molaire du composé inconnu.

60. Une solution aqueuse d’acide acétique (CH3COOH) 5,000 % par masse gèle à 21,638 °C. Quel est le pourcentage de disso-ciation de l’acide acétique dans cette solution ?

61. Une solution aqueuse contenant 35,9 g d’un composé molé-culaire inconnu (non-électrolyte) dans 150,0 g d’eau a un point de congélation de 21,3 °C. Calculez la masse molaire du composé inconnu.

62. Calculez la pression osmotique d’une solution contenant 24,6 g de glycérine (C3H8O3) dans 250,0 mL de solution à 298 K.

63. Quelle masse de saccharose (C12H22O11) faut-il mélanger avec 5,00 3 102 g d’eau pour obtenir une solution dont la pression osmotique est de 8,55 atm à 298 K ? (Supposez que la solution a une masse volumique de 1,0 g/mL.)

64. Une solution contenant 27,55 mg d’une protéine inconnue par 25,0 mL de solution a une pression osmotique de 0,429 kPa à 25 °C. Quelle est la masse molaire de la protéine ?

65. Placez les solutions aqueuses suivantes par ordre croissant selon leur température d’ébullition.(a) CH3COOH 0,5 mol/kg.(b) NaCl 0,5 mol/kg.(c) Saccharose 0,5 mol/kg.(d) CaCl2 0,5 mol/kg.

66. Calculez la pression osmotique d’une solution contenant 18,75 mg d’hémoglobine dans 15,0 mL de solution à 25 °C. L’hémoglobine a une masse molaire de 6,5 3 104 g/mol.

67. Calculez le point de congélation et le point d’ébullition des solutions aqueuses ci-dessous, en supposant que la dissocia-tion est complète.(a) K2S à 0,100 mol/kg.(b) 21,5 g de CuCl2 dans 4,50 3 102 g d’eau.(c) NaNO3 à 5,5 % par masse (dans l’eau).(d) 10,5 g de FeCl3 dans 1,50 3 102 g d’eau.(e) KCl à 3,5 % par masse (dans l’eau).(f) MgF2 à 0,150 mol/kg.

68. Un tube en U contient deux solutions aqueuses à 25 °C sépa-rées par une membrane semi-perméable. D’un côté de la membrane, on retrouve une solution (no 1) à 0,12 mol/L et dont le pourcentage de dissociation est de 3,28 %. De l’autre

côté de la membrane, une autre solution (no 2) contient du nitrate de sodium (NaNO3) à 5 % par masse. Quand les deux solutions sont placées dans les compartiments du tube, il se produit un transfert d’eau. S’est-il fait vers la solution no 1 ou vers la solution no 2 ? (Supposez une dissociation complète pour la solution no 2.)

69. Quelle masse de sel (NaCl) devez-vous ajouter à 1,0 L d’eau pour préparer une solution qui gèle à 210,0 °C ? Supposez que le NaCl se dissocie complètement et que l’eau a une masse volumique de 1,0 g/mL.

70. Quelle est la pression osmotique (en atmosphères) d’une solu-tion aqueuse de NaCl 0,75 mol/kg, à 25 °C, sachant que sa masse volumique est de 1,005 g/mL ? (Supposez que la disso-ciation est complète.)

71. Déterminez la concentration requise (en pourcentage mas-sique) pour qu’une solution aqueuse d’éthane-1,2-diol (C2H6O2) ait un point d’ébullition de 104,0 °C.

72. En utilisant les facteurs de Van’t Hoff énumérés au tableau 1.6, calculez :(a) Le point de fusion d’une solution de chlorure de fer(III) à

0,100 mol/kg.(b) La pression osmotique d’une solution de 0,085 mol/L de

sulfate de potassium à 298 K.(c) Le point d’ébullition d’une solution de chlorure de magné-

sium à 1,22 % par masse.

73. En utilisant les facteurs de Van’t Hoff du tableau 1.6, calculez la masse de soluté requise pour préparer les solutions aqueuses suivantes.(a) Une solution de chlorure de sodium contenant 1,50 3 102 g

d’eau et ayant un point de fusion de 21,0 °C.(b) 2,50 3 102 mL d’une solution de sulfate de magnésium

dont la pression osmotique est de 387,06 kPa à 298 K.(c) Une solution de chlorure de fer(III) contenant 2,50 3 102 g

d’eau et dont le point d’ébullition est de 102 °C.

74. Une solution aqueuse à 1,2 mol/kg d’un composé ionique de formule MX2 a un point d’ébullition de 101,4 °C. Calculez le facteur de Van’t Hoff pour MX2 à cette concentration.

75. Une solution aqueuse à 0,95 mol/kg d’un composé ionique de formule MX a un point de congélation de 23,0 °C. Calculez le facteur de Van’t Hoff pour MX à cette concentration.

76. Une solution ionique à 0,100 mol/L a une pression osmotique de 8,3 atm à 25 °C. Calculez le facteur de Van’t Hoff (i) pour cette solution.

77. Une solution contient 8,92 g de KBr dans 500,0 mL de solu-tion et a une pression osmotique de 706,24 kPa à 25 °C. Calculez le facteur de Van’t Hoff (i) pour KBr à cette concentration.

problèmes récapitulatifs

78. La solubilité du tétrachlorométhane (CCl4) dans l’eau à 25 °C est de 1,2 g/L. La solubilité du trichlorométhane (CHCl3) à la même température est de 10,1 g/L. Pourquoi le trichloro-méthane est-il presque 10 fois plus soluble dans l’eau que le tétrachlorométhane ?

79. La solubilité du phénol (C6H6O) dans l’eau à 25 °C est de 8,7 g/L. La solubilité du naphtol (C10H8O) à la même tem-pérature n’est que de 0,074 g/L. À partir des structures du phénol et du naphtol ci-dessous, expliquez pourquoi le phénol est beaucoup plus soluble dans l’eau que le naphtol.

C

CHHC

HCOH

HC

HC

CH

CC

C CH

CH

HC

HC

CH

CH

Phénol

OH

Naphtol

80. Le perchlorate de potassium (KClO4) a une énergie de réseau de 2599 kJ/mol et une chaleur d’hydratation de 2548 kJ/mol. Cal culez la chaleur de solution pour le perchlorate de potassium

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et déterminez la variation de température observée lorsqu’on dissout 10,0 g de perchlorate de potassium dans une quantité suffisante d’eau pour préparer 100,0 mL de solution. (Suppo-sez que la solution a une capacité thermique de 4,05 J/g°C et une masse volumique de 1,05 g/mL.)

81. L’hydroxyde de sodium (NaOH) a une énergie de réseau de 2887 kJ/mol et une chaleur d’hydratation de 2932 kJ/mol. Quelle quantité de solution pourrait être portée au point d’ébullition au moyen de la chaleur dégagée par la dissolution de 25,0 g de NaOH ? (Supposez que la capacité thermique est de 4,0 J/g°C, que la température initiale est de 25,0 °C, que le point d’ébullition est de 100,0 °C et que la masse volumique est de 1,05 g/mL.)

82. La dissolution de 0,0537 L d’argon, à une pression de 1,0 atm et à une température de 25 °C, dans 1,0 L d’eau a produit une solution saturée. Calculez la constante de Henry pour l’argon.

83. Un gaz a une constante de Henry de 0,112 mol/Latm. Quelle quantité d’eau faudrait-il pour dissoudre complètement 1,65 L du gaz à une pression de 725 mm Hg et à une température de 25 °C ?

84. La Loi sur la qualité de l’environnement du Québec établit, pour l’eau potable, une limite de 0,001 ppm par masse pour le mercure – une substance toxique pour le système nerveux central. Les fournisseurs d’eau sont tenus d’analyser pério-diquement leur eau pour s’assurer que les taux de mercure n’excèdent pas cette limite. Supposons qu’une contamination survienne et que la teneur en mercure de l’eau atteigne quatre fois la limite permise par la loi (0,0040 ppm). Quelle quantité d’eau faudrait-il consommer pour ingérer 50,0 mg de mercure ?

85. Les adoucisseurs d’eau remplacent souvent par des ions sodium les ions calcium qui se trouvent dans l’eau et la rendent dure. Comme les composés de sodium sont solubles, la présence d’ions sodium prévient la formation des résidus blancs causés par les ions calcium. Toutefois, le calcium a plus d’effets béné-fiques sur la santé humaine que le sodium. Le calcium est un nutriment essentiel pour l’être humain, tandis qu’un apport élevé de sodium est associé à une élévation de la tension arté-rielle. C’est pourquoi Santé Canada recommande aux adultes de consommer moins de 2300 mg de sodium par jour. Combien de litres d’eau adoucie, contenant 0,050 % de sodium par masse, faudrait-il ingérer pour dépasser la limite recom-mandée par Santé Canada ? (Supposez que l’eau a une masse volumique de 1,0 g/mL.)

86. Une solution aqueuse contient 12,5 % de NaCl par masse. Quelle est la quantité d’eau (en grammes) dans 2,5 L de la vapeur émise au-dessus de cette solution à 55 °C ? La pression de vapeur de l’eau pure à 55 °C est de 15,73 kPa. (Supposez que le NaCl se dissocie complètement.)

87. La vapeur au-dessus d’une solution aqueuse contient 19,5 mg d’eau par litre à 25 °C. En supposant que le comportement est idéal, calculez, en pourcentage molaire, la concentration du soluté dans la solution.

88. Quel est le point de congélation d’une solution aqueuse qui bout à 106,5 °C ?

89. Quel est le point d’ébullition d’une solution aqueuse dont la pression de vapeur est de 3,33 kPa à 25 °C ? (Supposez que le soluté est non volatil.)

90. Quelle est la température d’ébullition d’une solution contenant 35,0 g de HNO2 et 150 g d’éthoxyéthane (C4H10O) si le pour-centage de dissociation de HNO2 est de 0,5 % ?

91. Une solution isotonique (soit une solution qui a la même pres-sion osmotique que les liquides biologiques) contient 0,90 %

de NaCl en masse par volume. Calculez la concentration en pourcentage de masse par volume des solutions isotoniques contenant chaque soluté à 25 °C. Supposez que le facteur de Van’t Hoff est de 1,9 pour tous les solutés ioniques.(a) KCl.(b) NaBr.(c) Glucose (C6H12O6).

92. Une solution aqueuse de H2SO3 10,0 % par masse se dissocie à 15,0 % et elle a une masse volumique de 1,10 g/mL.(a) Calculez la température d’ébullition de cette solution.(b) Calculez la pression de vapeur de cette solution si la pres-

sion de l’eau pure est de 3,14 kPa à cette température et que son pourcentage de dissociation est maintenant négligeable.

93. Le citrate de magnésium Mg3(C6H5O7)2 appartient à une classe de laxatifs appelés hyperosmotiques, que l’on utilise pour vider rapidement l’intestin. Une solution concentrée de citrate de magnésium agit dans l’intestin en attirant l’eau et en provoquant la diarrhée, le plus souvent en l’espace de 6 heures. Calculez la pression osmotique d’une solution laxa-tive contenant 28,5 g de citrate de magnésium dans 235 mL de solution à 37 °C (soit la température approximative du corps). (Supposez que le composé ionique se dissocie complètement.)

94. On prépare une solution avec 4,5701 g de chlorure de magné-sium et 43,238 g d’eau. La pression de vapeur de l’eau au-dessus de cette solution est de 36,72 kPa à 348,0 K. La pression de vapeur de l’eau pure à cette température est de 38,54 kPa. Déterminez la valeur du facteur de Van’t Hoff i pour le chlo-rure de magnésium dans cette solution.

95. L’acide nitreux (HNO2) se dissout partiellement dans l’eau selon l’équation HNO2 m H1 1 NO2

2. Une solution que l’on vient de préparer contient 7,050 g de HNO2 dans 1,000 kg d’eau. Son point de congélation est de 20,2929 °C. Calculez la fraction de HNO2 qui s’est dissociée.

96. Une solution d’un soluté non volatil dans l’eau a un point d’ébullition de 375,3 K. Calculez la pression de vapeur de l’eau au-dessus de cette solution à 338 K. La pression de vapeur de l’eau à cette température est de 25,00 kPa.

97. Une solution à 0,438 mol/L de chromate de potassium (K2CrO4) a une masse volumique de 1,063 g/mL à 298 K. Calculez la pression de vapeur de l’eau au-dessus de la solu-tion. La pression de vapeur de l’eau pure à cette température est de 3,17 kPa. (Supposez que la dissociation est complète.)

98. La pression de vapeur du tétrachlorométhane, CCl4, est de 0,354 atm et celle du trichlorométhane, CHCl3, est de 0,526 atm à 316 K. On prépare une solution avec des masses égales de ces deux composés à cette température. Calculez la fraction molaire du trichlorométhane dans la vapeur au-dessus de la solution. Si la vapeur au-dessus de la solution initiale est condensée et isolée dans un contenant distinct, quelle est la pression de vapeur du trichlorométhane au-dessus de cette nouvelle solution ?

99. La distillation est une méthode de purification basée sur des séparations et recondensations successives de la vapeur au-dessus d’une solution. Utilisez le résultat du problème précé-dent pour calculer la fraction molaire de trichlorométhane dans la vapeur au-dessus de la solution qui reste après trois sépara-tions et condensations successives des vapeurs au- dessus de la solution initiale de tétrachlorométhane et de trichloromé-thane. Comment ce résultat explique-t-il que la distillation soit utilisée comme méthode de séparation ?

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Exercices 53

100. Une solution à 49,0 % d’acide sulfurique (H2SO4) par masse a une masse volumique de 1,39 g/cm3 à 293 K. Un échantil-lon de 25,0 cm3 de cette solution est mélangé avec une quan-tité suffisante d’eau pour augmenter le volume de la solution à 99,8 cm3. Calculez la concentration molaire volumique de l’acide sulfurique dans cette solution.

101. Quelle est la masse d’urée (CH4N2O) nécessaire pour prépa-rer 50,0 g d’une solution aqueuse ayant une fraction molaire d’urée de 0,0770 ?

102. Une solution renferme 10,05 g d’un composé inconnu dis-sous dans 50,0 mL d’eau. (Supposez que l’eau a une masse volumique de 1,00 g/mL.) La solution a un point de congéla-tion de 23,16 °C. Le composé contient 60,97 % de carbone et 11,94 % d’hydrogène par masse, le reste étant de l’oxygène. Quelle est la formule moléculaire du composé ?

103. Une solution contenant 1,05 g d’un composé inconnu dissous dans 175,0 mL de solution a une pression osmotique de 195,56 kPa à 25 °C. La combustion de 24,02 g du composé inconnu a produit 28,16 g de CO2 et 8,64 g de H2O. Quelle est la formule moléculaire du composé (constitué seulement de carbone, d’hydrogène et d’oxygène) ?

104. Une solution aqueuse (100,0 mL) de NaCl à 13,5 % par masse a une masse volumique de 1,12 g/mL. Qu’ajouteriez-vous (soluté ou solvant) et en quelle quantité (masse) pour que la solution ait un point d’ébullition de 104,4 °C ? (Utilisez i 5 1,8 pour NaCl.)

105. Une solution (50,0 mL) à une concentration initiale de 1,55 % de MgCl2 par masse a une masse volumique de 1,05 g/mL. Quel est le point de congélation de la solution après l’ajout de 1,35 g de MgCl2 ? (Utilisez i 5 2,5 pour MgCl2.)

problèmes défis

106. Le lac Devenyns se situe au nord du Québec. Curieusement, on y retrouve une concentration élevée en acide fluorhy-drique (HF). Lorsqu’on fait bouillir l’eau de ce lac, on constate qu’elle bout à une température de 102,7 °C. Sachant que le pourcentage de dissociation de cet acide est de 2,66 % dans ce lac, à quelle température l’eau gèlera-t-elle ?

107. Les petites bulles qui se forment au fond d’un récipient d’eau chauffée (avant l’ébullition) proviennent de l’air dissous qui s’échappe de la solution. En utilisant la loi de Henry et les solubilités indiquées ci-dessous, calculez le volume total d’azote et d’oxygène gazeux qui devrait sortir de 1,5 L d’eau lorsque la température passe de 25 °C à 50 °C. Supposez que la solution est, au départ, saturée d’azote et d’oxygène gazeux à 25 °C et que la pression totale est de 101,325 kPa. Supposez que le gaz s’échappe à une température de 50 °C. La solubi-lité de l’oxygène gazeux à 50 °C est de 27,8 mg/L à une pres-sion d’oxygène de 101,325 kPa. La solubilité de l’azote gazeux à 50 °C est de 14,6 mg/L à une pression d’azote de 101,325 kPa. (Supposez que la pression partielle d’oxygène est de 21,3 kPa et que la pression partielle d’azote est de 79,0 kPa dans l’air au-dessus de l’eau.)

108. La vapeur au-dessus d’un mélange de pentane et d’hexane à la température ambiante contient 35,5 % de pentane par masse. Quelle est la composition de la solution en pourcen-tage massique ? Les pressions de vapeur du pentane pur et de l’hexane pur sont respectivement de 425 mm Hg et de 151 mm Hg, à la température ambiante.

109. Un échantillon de 1,10 g contient seulement du glucose (C6H12O6) et du saccharose (C12H22O11). Lorsque l’échantil-lon est dissous dans l’eau jusqu’à un volume total de solution de 25,0 mL, la pression osmotique de la solution est de 383,0 kPa à 298 K. Quels sont les pourcentages de glucose et de sucrose dans l’échantillon ?

110. On prépare une solution en mélangeant 631 mL de méthanol et 501 mL d’eau. La concentration de méthanol dans la

solution résultante est de 14,29 mol/L. Le méthanol a une masse volumique de 0,792 g/mL à cette température. Calculez la différence entre le volume de cette solution et le volume total de la solution initiale d’eau et de méthanol.

111. Deux alcools, le propan-2-ol et le propan-1-ol, ont la même formule moléculaire, C3H8O. Une solution des deux alcools contenant deux tiers par masse de propan-2-ol a une pression de vapeur de 11,15 kPa à 313 K. Une solution contenant un tiers par masse de propan-2-ol a une pression de vapeur de 9,93 kPa à 313 K. Calculez la pression de vapeur de chaque alcool pur à cette température. Expliquez la différence en tenant compte des formules : CH3CH2CH2OH pour le pro-pan-1-ol et (CH3)2CHOH pour le propan-2-ol.

112. Un métal M de masse atomique 96 réagit avec le fluor en formant un sel qui peut être représenté par la formule MFx. Pour déterminer x et, ainsi, la formule du sel, on a mesuré une élévation du point d’ébullition. Lorsqu’on dissout un échantillon de 9,18 g du sel dans 100,0 g d’eau, le point d’ébullition de la solution est de 374,38 K. Trouvez la for-mule du sel. (Supposez que le sel est complètement dissocié dans la solution.)

113. Une solution de 75,0 g de benzène (C6H6) et de 75,0 g de toluène (C7H8) a une pression de vapeur totale de 10,8 kPa à 303 K. Une autre solution contenant 100,0 g de benzène et 50,0 g de toluène a une pression de vapeur totale de 12,5 kPa à cette température. Trouvez la pression de vapeur du ben-zène pur et celle du toluène pur à 303 K.

114. On prépare une solution en dissolvant 11,60 g d’un mélange de carbonate de sodium et de bicarbonate de sodium dans 1,00 L d’eau. On traite un échantillon de 300,0 cm3 de cette solution avec un excès d’acide nitrique (HNO3) et on le porte à ébullition pour en retirer tous les gaz dissous. Au total, on recueille 0,940 L de CO2 sec à 298 K et à 98,5 kPa. Trouvez la concentration molaire volumique du carbonate et du bicar-bonate dans la solution.

problèmes conceptuels

115. Une substance A est un liquide non polaire dont les particules constituantes établissent uniquement des forces de dispersion. La substance B est aussi un liquide non polaire dans lequel existent des forces de dispersion d’intensité similaire entre les particules constituantes. Lorsqu’on combine les substances A et B, elles se mélangent spontanément.

(a) Pourquoi les deux substances se mélangent-elles ?(b) Prédisez le signe et l’ordre de grandeur de Hsln.(c) Déterminez les signes et les valeurs relatives de Hslt, de

Hslv et de Hmélange. 116. Une centrale électrique est refroidie avec l’eau de la rivière à

proximité de laquelle elle est construite. L’eau se réchauffe

M

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M

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M

M


lorsqu’elle circule dans les échangeurs thermiques installés à l’intérieur de la centrale. L’eau chaude doit-elle être aussitôt rejetée dans la rivière ? Justifiez votre réponse, qu’elle soit affirmative ou négative.

117. La pression de vapeur d’une solution ionique à 1 mol/L est différente de celle d’une solution non ionique à 1 mol/L. Dans les deux cas, le soluté est non volatil. Quelle série de diagrammes représente le mieux les différences entre les deux solutions et leurs vapeurs ?

(a)

Soluté ionique Soluté non ionique

Particules de solvant

Particules de soluté

(b)


(c)


(d)


118. Si toutes les substances ci-dessous se vendaient au même prix par kilogramme, laquelle offrirait le meilleur rapport coût-efficacité comme moyen d’abaisser le point de congéla-tion de l’eau ? (Supposez que tous les composés ioniques se dissocient complètement.) Expliquez.(a) HOCH2CH2OH.(b) NaCl.(c) KCl.(d) MgCl2

.

(e) SrCl2.

M

M

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Les solutions - testmonlab.weebly.comtestmonlab.weebly.com/uploads/8/4/3/5/8435032/chapitre_1_preuve_2... · ous avons vu dans le chapitre 1 de Chimie générale que la matière qui