Les proprits physiques des solutions Les types de

Les propriétés physiques des solutions

Les types de solution • une solution est un mélange homogène de deux substances ou plus • six types de solution soluté gaz gaz liquide solide solvant gaz liquide solide exemples air (O 2/N 2) soda (O 2/H 2 O) H 2/Pd CH 3 CH 2 OH/H 2 O Na. Cl/H 2 O laiton (Cu/Zn)

Les types de solution • une solution saturée est une solution qui contient la quantité maximale de soluté dans une quantité donnée d’un solvant à une température donnée • une solution insaturée est une solution qui contient moins de soluté qu’elle ne pourrait en dissoudre • une solution sursaturée contient plus de soluté qu’une solution saturée • cette solution est instable et une certaine quantité de soluté s’en sépare pour former des cristaux (la cristallisation) • la précipitation et la cristallisation sont presque identiques sauf que la précipitation est habituellement rapide et produit des petites particules et que la cristallisation est habituellement plus lente et produit un gros cristal de forme définie

Le processus de dissolution au niveau moléculaire • pour la dissolution, on doit considérer trois types d’interactions: • les interactions solvant-solvant • les interactions soluté-soluté • les interactions soluté-solvant • on doit rompre les premiers deux types d’interactions (des processus endothermiques avec les valeurs H 1 et H 2) avant que le troisième type ne se manifeste (un processus exothermique avec la valeur H 3) Hdis = H 1 + H 2 + H 3

Le processus de dissolution au niveau moléculaire • le processus de dissolution est exothermique si les interactions solutésolvant sont plus fortes que les interactions soluté-soluté et solvant-solvant • le processus est endothermique si les interactions soluté-solvant sont plus faibles • on peut dissoudre un soluté même si H > 0 (processus endothermique) car S > 0 (le désordre augmente) pour la dissolution et G = H - T S est possiblement négatif, donc la dissolution est spontanée si S est suffisamment positif

Les facteurs qui influencent la solubilité • la solvatation est le processus par lequel un ion ou une molécule en solution est entouré de molécules de solvant, disposées d’une manière spécifique • si le solvant est l’eau, on appelle aussi ce processus l’hydratation • en général, un soluté est soluble dans un solvant si les interactions entre soluté et solvant sont à peu près aussi importantes que les interactions soluté-soluté et solvant-solvant • en général, “qui se ressemble s’assemble”

Les facteurs qui influencent la solubilité • ex. ; le CCl 4 est soluble dans le C 6 H 6 car les forces de dispersion CCl 4 -C 6 H 6 sont environ aussi importantes que les forces de dispersion CCl 4 -CCl 4 et C 6 H 6 -C 6 H 6 • ex. ; le Na. Cl est soluble dans l’eau car les interactions ion-dipôle Na+-H 2 O et Cl--H 2 O sont environ aussi importantes que les interactions ion-ion dans le Na. Cl • le Na. Cl est insoluble dans le CCl 4 car les interactions ion-dipôle induit Na+-CCl 4 et Cl--CCl 4 ne sont pas assez fortes pour compétitionner avec les interactions ion-ion dans le Na. Cl • deux liquides sont miscibles s’ils sont complètement solubles l’un dans l’autre dans toutes les proportions (ex. ; CCl 4/C 6 H 6 et eau/éthanol)

Les unités de concentration • le pourcentage massique: • la molarité (M, mol/L): • la molalité (m, mol/kg):

Les unités de concentration • Exemple: On dissout 6. 44 g de naphtalène (C 10 H 8) dans 80. 1 g de benzène (C 6 H 6). Calculez le pourcentage massique du naphtalène dans cette solution. • Solution: • Exemple: Quelle est la molalité d’une solution formée de 7. 78 g d’urée [(NH 2)2 CO] dans 203 g d’eau? • Solution: La masse molaire de l’urée est 60. 06 g/mol. On a donc (7. 78 g)/(60. 06 g/mol) = 0. 130 mol d’urée. La molalité est (0. 130 mol)/(0. 203 kg) = 0. 640 m.

Les unités de concentration • avec l’aide des ballons volumétriques, il est plus facile de mesurer des volumes de solution que des poids de solvant • ceci est un avantage pour la molarité versus la molalité et le pourcentage massique • le volume d’une solution augmente si la température augmente (donc la molarité diminue) mais le poids ne change pas avec la température (donc la molalité demeure constante) • ceci est un avantage pour la molalité et le pourcentage massique versus la molarité

Les unités de concentration • Exemple: Calculez la molarité d’une solution de saccharose (C 12 H 22 O 11) à 1. 74 m, dont la masse volumique est de 1. 12 g/m. L. • Solution: Pour une solution 1. 74 m, on a 1. 74 mol de saccharose par 1000 g d’eau. La masse de saccharose est (1. 74 mol)(342. 30 g/mol) = 596 g. La masse totale est donc 1596 g. Ceci est un volume de (1596 g)/(1. 12 g/m. L) = 1425 m. L = 1. 425 L.

Les unités de concentration • Exemple: Calculez la molalité d’une solution d’éthanol (C 2 H 5 OH) 5. 86 M, dont la masse volumique est de 0. 927 g/m. L. • Solution: Dans un litre de solution, nous aurions 927 g d’eau et d’éthanol. La solution est 5. 86 M en éthanol, donc un litre contient (5. 86 mol)(46. 07 g/mol) = 270 g d’éthanol. On a donc 927 g - 270 g = 657 g d’eau.

Les unités de concentration • Exemple: Calculez la molalité d’une solution aqueuse de Na. Cl à 44. 6%. • Solution: Dans 1. 000 kg de solution, nous aurions 446 g de Na. Cl et 554 g d’eau. On a donc (446 g)/(58. 44 g/mol) = 7. 63 mol de Na. Cl.

L’effet de la température sur la solubilité • la solubilité change avec la température • il est souvent difficile de prédire l’effet de la température sur la solubilité d’un composé ionique

L’effet de la température sur la solubilité • habituellement, la solubilité d’un gaz diminue lorsque la température augmente (par exemple, l’oxygène moléculaire dans le graphique à gauche) • la pollution thermique (le réchauffement des cours d’eau à des températures trop élevées qui sont nuisibles pour les êtres qui y habitent) est reliée à la solubilité réduite de l’oxygène moléculaire dans l’eau chaude

La loi de Henry • la solubilité d’un liquide ou d’un solide est peu affectée par la pression • cependant, la solubilité d’un gaz dans un liquide est directement proportionnelle à la pression qu’exerce le gaz sur la solution • ceci est la loi de Henry où C est la concentration molaire (en mol L), P est la pression (en atm) du gaz, et k est la constante de Henry (la valeur de k dépend de la nature du gaz et du liquide)

La loi de Henry • pour expliquer cet effet, on note que le nombre de molécules de gaz qui heurtent la surface du liquide (et qui donc peuvent ensuite entrer en solution) est directement proportionnel à la pression • si le gaz réagit avec l’eau, la loi de Henry ne fonctionnne pas très bien

La loi de Henry • Exemple: Calculez la concentration (en mol/L) d’oxygène dans l’eau à 25 o. C pour une pression partielle de 0. 22 atm. La constante de Henry pour l’oxygène dans l’eau est de 3. 5 x 10 -4 mol/(L atm). • Solution:

Les propriétés colligatives • une propriété colligative est la propriété d’une solution qui dépend du nombre de particules de soluté présentes, et non pas de leur nature • • la diminution de la pression de vapeur l’élévation du point d’ébullition l’abaissement du point de congélation la pression osmotique • si un électrolyte se dissocie en i particules, son effet sera i fois plus important que celui d’un non-électrolyte de même concentration • N. B. les formules qui suivent sont plus précises si la concentration du soluté n’est pas très élevée, i. e. , < 0. 2 M

La diminution de la pression de vapeur • la loi de Raoult dit que la pression de vapeur partielle exercée par la vapeur du solvant au-dessus de la solution, Psolvant, est donnée par la pression de vapeur du solvant pur, Posolvant, multipliée par la fraction molaire du solvant dans la solution, Xsolvant • Xsolvant = 1 - Xsoluté où Xsoluté est la fraction molaire du soluté (ou la somme des fractions molaires, s’il y a plusieurs solutés) • la diminution dans la pression de vapeur, P, est donnée par

La diminution de la pression de vapeur • la pression de vapeur du solvant diminue lors de l’ajout d’un soluté • considère l’équilibre X(l) X(g) , qui a une valeur de S positive (le désordre augmente) • en introduisant le soluté, on augmente le désordre (la solution a plus de désordre que le liquide pur) dans le liquide • S pour la réaction ci-haute devient moins positif • le facteur -T S devient moins négatif • G (= H - T S), qui était égal à zéro lorsqu’on avait le solvant pur en équilibre avec sa vapeur, devient positif • la condensation du gaz (la réaction inverse) devient spontanée et se fait jusqu’à temps qu’un nouvel équilibre s’établisse • la pression de vapeur a diminué

La diminution de la pression de vapeur • Exemple: La pression de vapeur d’une solution de glucose (C 6 H 12 O 6) à 20 o. C est de 17. 01 mm Hg. Celle de l’eau pure à la même température est de 17. 25 mm Hg. Calculez la molalité de cette solution. • Solution:

L’élévation du point d’ébullition • on a vu que l’ajout d’un soluté nonvolatile réduit la pression de vapeur de la solution en stabilisant le liquide par rapport à la vapeur • pour qu’un liquide bout, la pression de vapeur doit être égale à la pression atmosphérique • on doit donc aller à une plus haute température pour que le liquide commence à bouillir

L’élévation du point d’ébullition • l’élévation du point d’ébullition, Téb, est directement proportionnelle à la molalité de la solution • Kéb est la constante ébullioscopique molale (unités K/m ou o. C/m) • on utilise molalité, plutôt que molarité, car la molarité change avec la température et on essaie de décrire des variations de température

L’abaissement du point de congélation • tout comme l’ajout de soluté stabilise le liquide par rapport à la vapeur, l’ajout stabilise aussi la solution par rapport au solide • le point de congélation d’un solvant dans une solution est plus bas que celui du solvant pur • l’abaissement du point de congélation, Tcong, est directement proportionnel à la molalité de la solution • Kcong est la constante cryoscopique molale (unités K/m ou o. C/m) • cette relation s’applique aux solutés volatiles et non-volatiles

L’abaissement du point de congélation • Exemple: Calculez les points d’ébullition et de congélation d’une solution formée de 478 g d’éthylène glycol [CH 2(OH)] dans 3202 g d’eau. Les constantes ébullioscopique et cryoscopique molales de l’eau sont 0. 52 K/m et 1. 86 K/m, respectivement. • Solution: On a (478 g)/(62. 07 g/mol) = 7. 70 mol d’éthylène glycol. • Le point d’ébullition est 101. 3 o. C et le point de congélation est -4. 47 o. C.

La pression osmotique • une membrane semi-perméable permet le passage des molécules du solvant mais stoppe les molécules du soluté • dans la figure, le solvant passe de la région de basse concentration en soluté à la région de haute concentration en soluté • ce mouvement net des molécules du solvant s’appelle l’osmose

La pression osmotique • la pression osmotique ( ) de la solution est la pression nécessaire pour arrêter l’osmose • la pression osmotique est égale à la différence de niveau entre les deux compartiments • le solvant passe de la région de basse concentration en soluté à la région de haute concentration en soluté car le soluté stabilise la solution

La pression osmotique • la pression osmotique d’une solution est donnée par =MRT où M est la molarité, R = 0. 082057 L atm/(K mol), et T est la température (en K) • si deux solutions ont la même pression osmotique, elles sont isotoniques

La pression osmotique • si deux solutions ont des pressions osmotiques différentes, la solution concentrée est hypertonique et la solution diluée est hypotonique • la pression osmotique explique divers phénomènes: • l’hémolyse • la conservation de la nourriture avec du sucre et du sel • le tranport d’eau dans les plantes

L’utilisation des propriétés colligatives pour déterminer la masse molaire • Exemple: Le point de congélation d’une solution formée de 0. 85 g d’un composé organique inconnu dans 100. 0 g de benzène est de 5. 16 o. C. Quelle est la masse molaire du composé organique inconnu? Le benzène pur a un point de fusion de 5. 5 o. C et sa constante cryoscopique molale est 5. 12 o. C/m. • Solution:

L’utilisation des propriétés colligatives pour déterminer la masse molaire • Exemple: À 21 o. C, une solution de benzène contenant 2. 47 g d’un polymère organique dans un volume final de 202 m. L a une pression osmotique de 8. 63 mm Hg. Calculez la masse molaire du polymère. • Solution: • un volume de 1000 m. L contient 4. 7 x 10 -4 mol du polymère, donc 202 m. L en contient (4. 7 x 10 -4 mol )(0. 202) = 9. 51 x 10 -5 mol • la masse molaire du polymère est donc (2. 47 g)/(9. 51 x 10 -5 mol) = 2. 60 x 104 g/mol

Les propriétés colligatives des solutions d’électrolytes • pour les propriétés colligatives, c’est le nombre de particules de soluté en solution qui est important • donc pour quatre solutions: 0. 1 M glucose, 0. 1 M Na. Cl, 0. 1 M Ca. Cl 2, et 0. 1 M Fe. Cl 3: – les effets du soluté sur Téb, Tcong, et seront • 2 fois plus important pour Na. Cl que pour glucose • 3 fois plus important pour Ca. Cl 2 que pour glucose • 4 fois plus important pour Fe. Cl 3 que pour glucose

Les propriétés colligatives des solutions d’électrolytes • on introduit le facteur de van’t Hoff, i, • le facteur de van’t Hoff serait égal à 1, 2, 3, et 4 pour le glucose, Na. Cl, Ca. Cl 2, et Fe. Cl 3, respectivement • nos formules deviennent

Les propriétés colligatives des solutions d’électrolytes • en réalité, le nombre de particules de l’électrolyte n’est pas aussi grand que prévu • les cations et anions sont attirés les uns vers les autres et forment des paires d’ions • une paire d’ions compte comme une particule • les paires d’ions réduisent la concentration effective des particules et réduisent l’effet du soluté sur les propriétés colligatives