Les propriétés physiques des solutions

1. Les propriétés physiques des solutions

2. Les types de solution • une solution est un mélange homogène de deux substances ou plus • six types de solution soluté solvant exemples gaz gaz air (O2/N2) gaz liquide soda (O2/H2O) gaz solide H2/Pd liquide liquide CH3CH2OH/H2O solide liquide NaCl/H2O solide solide laiton (Cu/Zn)

3. Le processus de dissolution au niveau moléculaire • pour la dissolution, on doit considérer trois types d’interactions: • les interactions solvant-solvant • les interactions soluté-soluté • les interactions soluté-solvant • on doit rompre les premiers deux types d’interactions (des processus endothermiques avec les valeurs H1 et H2) avant que le troisième type ne se manifeste (un processus exothermique avec la valeur H3) Hdis = H1 + H2 + H3

4. Le processus de dissolution au niveau moléculaire • le processus de dissolution est exothermique si les interactions soluté-solvant 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

5. 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”

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

7. Les unités de concentration • Exemple: On dissout 6.44 g de naphtalène (C10H8) dans 80.1 g de benzène (C6H6). Calculez le pourcentage massique du naphtalène dans cette solution. • Solution: • Exemple: Quelle est la molalité d’une solution formée de 7.78 g d’urée [(NH2)2CO] dans 203 g d’eau? • Solution: La masse molaire de l’urée est 60.06 g/mol. On a donc (7.78 g)/(60.06 g/mol) = 0.130 mol d’urée. La molalité est (0.130 mol)/(0.203 kg) = 0.640 m.

8. Les unités de concentration • Exemple: Calculez la molarité d’une solution de saccharose (C12H22O11) à 1.74 m, dont la masse volumique est de 1.12 g/mL. • Solution: Pour une solution 1.74 m, on a 1.74 mol de saccharose par 1000 g d’eau. La masse de saccharose est (1.74 mol)(342.30 g/mol) = 596 g. La masse totale est donc 1596 g. Ceci est un volume de (1596 g)/(1.12 g/mL) = 1425 mL = 1.425 L.

9. Les unités de concentration • Exemple: Calculez la molalité d’une solution d’éthanol (C2H5OH) 5.86 M, dont la masse volumique est de 0.927 g/mL. • Solution: Dans un litre de solution, nous aurions 927 g d’eau et d’éthanol. La solution est 5.86 M en éthanol, donc un litre contient (5.86 mol)(46.07 g/mol) = 270 g d’éthanol. On a donc 927 g - 270 g = 657 g d’eau.

10. Les unités de concentration • Exemple: Calculez la molalité d’une solution aqueuse de NaCl à 44.6%. • Solution: Dans 1.000 kg de solution, nous aurions 446 g de NaCl et 554 g d’eau. On a donc (446 g)/(58.44 g/mol) = 7.63 mol de NaCl.

11. 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

12. 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

13. 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)

14. La loi de Henry • Exemple: Calculez la concentration (en mol/L) d’oxygène dans l’eau à 25oC pour une pression partielle de 0.22 atm. La constante de Henry pour l’oxygène dans l’eau est de 3.5 x 10-4 mol/(L atm). • Solution:

15. 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

16. 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

17. L’élévation du point d’ébullition • on a vu que l’ajout d’un soluté non-volatile 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

18. 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 oC/m) • on utilise molalité, plutôt que molarité, car la molarité change avec la température et on essaie de décrire des variations de température

19. 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 oC/m) • cette relation s’applique aux solutés volatiles et non-volatiles

20. L’abaissement du point de congélation • Exemple: Calculez les points d’ébullition et de congélation d’une solution formée de 478 g d’éthylène glycol [CH2(OH)CH2(OH)] dans 3202 g d’eau. Les constantes ébullioscopique et cryoscopique molales de l’eau sont 0.52 K/m et 1.86 K/m, respectivement. • Solution: On a (478 g)/(62.07 g/mol) = 7.70 mol d’éthylène glycol. • Le point d’ébullition est 101.3oC et le point de congélation est -4.47oC.

21. 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

22. 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

23. La pression osmotique • la pression osmotique d’une solution est donnée par  = M R T 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

24. Les propriétés colligatives des solutions d’électrolytes • pour les propriétés colligatives, c’est le nombre de particules de soluté en solution qui est important • donc pour quatre solutions: 0.1 M glucose, 0.1 M NaCl, 0.1 M CaCl2, et 0.1 M FeCl3: • les effets du soluté sur Téb, Tcong, et  seront • 2 fois plus important pour NaCl que pour glucose • 3 fois plus important pour CaCl2 que pour glucose • 4 fois plus important pour FeCl3 que pour glucose

25. 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, NaCl, CaCl2, et FeCl3, respectivement • nos formules deviennent