Chimie générale 202-SN1-RE (ancien 202-NYA) • Cégep et complément québécois à Montréal

Fiche de révision : solutions et propriétés colligatives (202-SN1-RE, ancien 202-NYA)

Ce chapitre relie une grandeur mesurable, un abaissement de température ou une pression, au NOMBRE de particules dissoutes. Toute la difficulté tient dans deux choses : choisir la bonne concentration, molalité ou molarité selon la formule, et ne jamais oublier que les électrolytes se dissocient.

Cette fiche sépare les cinq façons d'exprimer une concentration, fixe les quatre lois colligatives avec leurs unités, et rassemble les erreurs qui se répètent d'un examen à l'autre, en particulier sur le facteur $i$ et sur le signe de l'abaissement cryoscopique.

Mis à jour le 1er novembre 2026

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Le fil du chapitre

Une propriété colligative ne compte pas des grammes ni même des moles de soluté : elle compte des PARTICULES. C'est pour cela qu'une mole de sel fait deux fois le travail d'une mole de sucre, et que le facteur $i$ décide de tout.

Ce chapitre fait partie de Chimie générale 202-SN1-RE (ancien 202-NYA)

Pour s'entraîner Les exercices corrigés de ce chapitre, 10 exercices

Avant ce chapitre

Cette fiche suppose ces notions acquises. Si une méthode ci-dessous reste opaque, c'est presque toujours l'une d'elles qui manque, pas la fiche.

Stœchiométrie, réactif limitant et rendement Exercices

Remonter plus loin : la chaîne complète (6 chapitres) ↓

Le chemin de remédiation, du plus ancien au plus proche. Un élève qui reprend ce chapitre de zéro le reprend dans cet ordre.

1 La mole et la quantité de matière Secondaire 5
2 Les propriétés de la matière Secondaire 4 ST, Science et technologie
3 La mesure au laboratoire, chiffres significatifs et incertitudes
4 Structure atomique et configuration électronique
5 Liaison chimique et géométrie moléculaire
6 Stœchiométrie, réactif limitant et rendement

L'essentiel

Cinq concentrations, et quand chacune sert

• Molarité $C=\dfrac{n}{V_{solution}}$ en mol/L. Elle DÉPEND de la température, puisque le volume se dilate. Elle sert à la stœchiométrie et à l'osmose.
• Molalité $b=\dfrac{n}{m_{solvant}}$ en mol/kg, sur la masse de SOLVANT seul. Indépendante de la température, elle sert à la cryoscopie et à l'ébullioscopie.
• Pourcentage massique $=\dfrac{m_{soluté}}{m_{SOLUTION}}\times 100$ , sur la masse totale, jamais sur celle du solvant.
• Fraction molaire $x_{i}=\dfrac{n_{i}}{n_{total}}$ , sans unité, utilisée par la loi de Raoult.
• Parties par million : pour une solution aqueuse diluée, $1$ ppm $=1$ mg/L. Dilution : $C_{1}V_{1}=C_{2}V_{2}$ .

La molarité rapporte au volume de la SOLUTION, complétée jusqu'au trait de jauge ; la molalité rapporte à la masse du SOLVANT seul, pesé avant d'y ajouter le soluté.

Molarité et molalité sont numériquement proches en solution aqueuse DILUÉE, puisque un litre d'eau pèse un kilogramme. L'écart devient important dès que la solution est concentrée, et c'est précisément là que les exercices d'examen se placent.

Les quatre lois colligatives

• Abaissement cryoscopique : $\Delta T_{f}=i\,K_{f}\,b$ , avec $K_{f}=1{,}86$ °C·kg/mol pour l'eau. La température de congélation DIMINUE : $T_{f}=0-\Delta T_{f}$ .
• Élévation ébullioscopique : $\Delta T_{b}=i\,K_{b}\,b$ , avec $K_{b}=0{,}512$ °C·kg/mol. La température d'ébullition AUGMENTE.
• Pression osmotique : $\pi=i\,C\,R\,T$ , avec $C$ en mol/L, $R=8{,}314$ kPa·L/(mol·K) et $T$ en kelvins.
• Loi de Raoult : $P_{solution}=x_{SOLVANT}\,P^{\circ}$ , donc l'abaissement vaut $\Delta P=x_{soluté}\,P^{\circ}$ .
• Facteur de van't Hoff $i$ : nombre de particules libérées par unité formulaire. $1$ pour un non-électrolyte, $2$ pour $NaCl$ , $3$ pour $CaCl_{2}$ .

Même solution, même échelle : la congélation descend de 1,86 °C, l'ébullition ne monte que de 0,51 °C. Les deux écarts sont dans le rapport

K_{f}/K_{b}=3{,}6

Les valeurs de $i$ MESURÉES sont toujours un peu inférieures aux valeurs théoriques, à cause de l'appariement des ions en solution. L'écart grandit avec la concentration et avec la charge des ions.

Solubilité : ce qui la fait monter et ce qui la fait chuter

• Semblable dissout semblable : un soluté ionique ou polaire exige un solvant polaire, un soluté apolaire un solvant apolaire.
• Pour la plupart des SOLIDES, la solubilité AUGMENTE avec la température : c'est ce qui rend la recristallisation possible.
• Pour les GAZ, la solubilité DIMINUE avec la température, et augmente avec la pression : $S=k_{H}P$ , la loi de Henry.
• Une solution saturée est en équilibre avec le soluté non dissous : ajouter du soluté n'augmente plus la concentration.
• Recristallisation : dissoudre dans le volume MINIMAL de solvant bouillant, puis refroidir lentement. On récupère la masse de départ moins ce que la solution froide retient encore.

Deux repères, chacun dans son unité : la solubilité du nitrate de potassium grimpe avec la température, celle du dioxygène dissous baisse. Aucune règle unique ne couvre les deux cas.

Le comportement opposé des solides et des gaz explique deux faits quotidiens : une eau chaude retient moins d'oxygène, ce qui menace les poissons en été, et une boisson gazeuse tiède mousse dès l'ouverture.

Les pièges qui coûtent des points

Les erreurs ci-dessous sont celles que je corrige le plus souvent en séance. Chacune coûte des points sur une copie, même quand le raisonnement est juste.

1. Utiliser la molarité dans une formule qui demande la molalité

3 points, et une erreur qui grandit avec la concentration

Ce qu'il ne faut pas écrire

« La solution est à $2{,}00$ mol/L, donc $\Delta T_{f}=1{,}86\times 2{,}00=3{,}72$ °C. »

Ce qu'il faut écrire

« La cryoscopie utilise la MOLALITÉ, en mol par kilogramme de SOLVANT. Il faut d'abord passer de la molarité à la molalité, ce qui exige la masse volumique de la solution. »

Pourquoi : Les lois colligatives comparent des états à des températures différentes, or la molarité change avec la température puisque le volume se dilate. Seule la molalité, définie sur des masses, reste constante.

2. Oublier le facteur de van't Hoff pour un électrolyte

toute la question, 5 points

Ce qu'il ne faut pas écrire

« $1{,}00$ mol/kg de chlorure de sodium abaisse le point de congélation de $1{,}86$ °C. »

Ce qu'il faut écrire

« $NaCl$ libère DEUX ions par unité formulaire, donc $i=2$ et $\Delta T_{f}=2\times 1{,}86\times 1{,}00=3{,}72$ °C. »

À la MÊME molalité de

1{,}00

mol/kg, l'abaissement double avec le sel et triple avec le chlorure de calcium. Ce n'est pas la masse dissoute qui compte, c'est le nombre de particules libérées.

Pourquoi : Une propriété colligative ne dépend que du NOMBRE de particules dissoutes, pas de leur nature. Dissoudre une mole de sel revient à dissoudre deux moles de particules indépendantes.

3. Calculer la molalité sur la masse de solution

2 points, et un écart de

14\%

ici

Ce qu'il ne faut pas écrire

« $250$ g de soluté dans $1{,}50$ kg d'eau : la molalité vaut $\dfrac{n}{1{,}75}$ . »

Ce qu'il faut écrire

« La molalité se calcule sur la masse de SOLVANT seul : $\dfrac{n}{1{,}50}$ . C'est le pourcentage massique, lui, qui utilise la masse de solution. »

La molalité divise par la masse du SOLVANT seul, en vert. La masse de la solution, en rouge, contient aussi le soluté et donne une molalité trop petite de

14\%

Pourquoi : La molalité mesure combien de particules pour une quantité fixée de solvant. Y inclure le soluté rendrait la grandeur non additive et lui ferait perdre sa propriété d'indépendance à la température.

4. Ajouter l'abaissement cryoscopique au lieu de le soustraire

2 points, et un contresens physique

Ce qu'il ne faut pas écrire

« $\Delta T_{f}=4{,}99$ °C, donc la solution gèle à $+4{,}99$ °C. »

Ce qu'il faut écrire

« La température de congélation DESCEND : $T_{f}=0-4{,}99=-4{,}99$ °C. C'est le point d'ébullition, lui, qui monte. »

Le soluté fait DESCENDRE la congélation : depuis 0 °C, on retranche

\Delta T_{f}

. Le point rouge, au-dessus de zéro, est un signe perdu.

Pourquoi : Un antigel qui ferait geler l'eau à $+5$ °C serait un produit de refroidissement. Le soluté gêne l'organisation du cristal, il faut donc refroidir DAVANTAGE pour congeler.

5. Employer la fraction molaire du soluté dans la loi de Raoult

3 points

Ce qu'il ne faut pas écrire

« $x_{soluté}=0{,}12$ et $P^{\circ}=3{,}17$ kPa, donc $P_{solution}=0{,}12\times 3{,}17=0{,}38$ kPa. »

Ce qu'il faut écrire

« $P_{solution}=x_{SOLVANT}P^{\circ}=0{,}88\times 3{,}17=2{,}79$ kPa. La fraction du soluté donne l'ABAISSEMENT, soit $0{,}38$ kPa, pas la pression finale. »

La pression de vapeur de la solution est la part du SOLVANT,

88\%

P^{\circ}

. La part du soluté,

12\%

, est l'abaissement : prise pour la pression finale, elle donne la barre rouge.

Pourquoi : Seul le solvant s'évapore dans le cas d'un soluté non volatil. La pression de vapeur de la solution est donc proportionnelle à la proportion de solvant en surface, et non à celle du soluté.

6. Oublier les kelvins ou le facteur $i$ dans la pression osmotique

toute la question, 5 points

Ce qu'il ne faut pas écrire

« $\pi=CRT=0{,}150\times 8{,}314\times 37=46{,}1$ kPa pour une solution de chlorure de sodium à $37$ °C. »

Ce qu'il faut écrire

« $T=310$ K et $i=2$ : $\pi=2\times 0{,}150\times 8{,}314\times 310=773$ kPa. »

Le solvant traverse la membrane vers la solution, dont le niveau monte jusqu'à ce que la pression hydrostatique compense : c'est cette pression d'équilibre que mesure

\pi

Pourquoi : La formule est calquée sur celle des gaz parfaits : elle exige donc des kelvins. Et comme toute loi colligative, elle compte des particules, donc elle porte le facteur $i$ .

7. Croire que la solubilité d'un gaz augmente avec la température

3 points sur la question de raisonnement

Ce qu'il ne faut pas écrire

« Comme pour le sucre, l'eau chaude dissout plus de dioxyde de carbone que l'eau froide. »

Ce qu'il faut écrire

« C'est l'INVERSE pour les gaz : leur solubilité DIMINUE quand la température monte. Une eau chaude retient moins d'oxygène, et une boisson gazeuse tiède dégaze en s'ouvrant. »

À chaud, l'eau retient MOINS de gaz dissous et les bulles quittent le bécher de droite : c'est l'inverse du sucre, plus soluble à chaud.

Pourquoi : Dissoudre un gaz libère de l'énergie, donc chauffer déplace l'équilibre dans le sens du dégagement, conformément au principe de Le Chatelier. Pour la plupart des solides, la dissolution est au contraire endothermique.

8. Prendre le facteur de van't Hoff mesuré pour la valeur théorique

2 points sur la question de commentaire

Ce qu'il ne faut pas écrire

« $i$ vaut exactement $2$ pour le chlorure de sodium, quelle que soit la concentration. »

Ce qu'il faut écrire

« La valeur MESURÉE est toujours un peu inférieure, par exemple $1{,}87$ à $0{,}1$ mol/kg : une partie des ions restent appariés en solution. »

Deux paires d'ions sur quinze unités ne comptent que pour une particule chacune :

28

particules au lieu de

30

, donc

i=1{,}87

et non

2

Pourquoi : Les ions de charges opposées s'attirent et forment des paires transitoires qui se comportent comme une seule particule. L'écart grandit avec la concentration et avec la charge des ions, ce qui rend $CaCl_{2}$ plus éloigné de son $i$ théorique que $NaCl$ .

9. Diviser par la masse de solvant dans un pourcentage massique

2 points

Ce qu'il ne faut pas écrire

« $25$ g de soluté dans $100$ g d'eau font une solution à $25\%$ en masse. »

Ce qu'il faut écrire

« Le pourcentage massique se rapporte à la masse de SOLUTION : $\dfrac{25}{125}\times 100=20{,}0\%$ . »

Le pourcentage massique divise par la masse de la SOLUTION,

125

g, en vert. Diviser par les

100

g d'eau, en rouge, donne

25\%

au lieu de

20{,}0\%

Pourquoi : Le pourcentage massique décrit la composition du liquide qu'on a dans le bécher, lequel pèse la somme des deux. La molalité, elle, fait le choix inverse et se rapporte au solvant seul.

10. Mélanger les unités dans une dilution

2 points, et un facteur

1000

Ce qu'il ne faut pas écrire

« $C_{1}V_{1}=C_{2}V_{2}$ avec $V_{1}=25$ mL et $V_{2}=0{,}500$ L. »

Ce qu'il faut écrire

« Les deux volumes doivent être dans la MÊME unité : $V_{1}=0{,}025$ L et $V_{2}=0{,}500$ L, ou bien $25$ mL et $500$ mL. »

Pourquoi : La relation de dilution est un rapport : elle tolère n'importe quelle unité de volume, à condition que ce soit la même des deux côtés. C'est le mélange qui la casse.

Quelle méthode choisir

Quelle concentration employer

La formule dans laquelle la concentration va entrer

Si cryoscopie ou ébullioscopie → MOLALITÉ, en mol par kg de solvant

Exemple : $\Delta T_{f}=i\,K_{f}\,b$
Si pression osmotique → MOLARITÉ, en mol/L de solution

Exemple : $\pi=i\,C\,R\,T$
Si loi de Raoult ou abaissement de pression de vapeur → FRACTION MOLAIRE, celle du solvant pour la pression, celle du soluté pour l'abaissement

Exemple : $P=x_{solvant}P^{\circ}$
Si titrage, dilution, stœchiométrie en solution → MOLARITÉ, avec $n=CV$ et $V$ en litres

Exemple : $C_{1}V_{1}=C_{2}V_{2}$
Si l'énoncé donne une masse volumique de solution → c'est le signal qu'il faudra passer d'une concentration à l'autre

sans masse volumique, on ne peut pas convertir une molarité en molalité

Une masse volumique fournie et non utilisée signale presque toujours une conversion oubliée entre molarité et molalité. C'est la donnée-signal la plus fiable du chapitre.

Quel facteur $i$ écrire

La nature du soluté

On compte les particules que libère UNE unité formulaire : une molécule neutre reste entière, un sel se sépare en tous ses ions, un acide faible ne s'ionise qu'en petite partie.

Si molécule organique neutre : glucose, urée, glycérol, éthylène glycol, saccharose → $i=1$

Exemple : l'antigel des radiateurs
Si sel binaire du type $NaCl$ , $KBr$ , $MgSO_{4}$ → $i=2$

Exemple : le sel de déglaçage
Si sel du type $CaCl_{2}$ , $Na_{2}SO_{4}$ , $K_{2}CO_{3}$ → $i=3$

Exemple : le chlorure de calcium, plus efficace à masse égale
Si acide FORT ou base FORTE → dissociation totale, donc $i$ égal au nombre d'ions produits

Exemple : $HCl$ donne $i=2$
Si acide FAIBLE ou base FAIBLE → $i$ compris entre $1$ et le nombre d'ions, à calculer avec le taux d'ionisation

un acide faible ionisé à $5\%$ donne $i=1{,}05$

Comparer deux solutés à MASSE égale et à MOLALITÉ égale ne donne pas le même classement : la masse molaire intervient dans le premier cas, seulement le facteur $i$ dans le second. Lire ce que l'énoncé fixe.

La rédaction attendue

Le correcteur coche des étapes. Les voici dans l'ordre, avec la phrase de conclusion qu'il attend mot pour mot.

Résoudre un problème colligatif complet

Quand l'utiliser : L'énoncé donne une masse de soluté et une masse de solvant, et demande une température de congélation, d'ébullition ou une masse molaire.

1 Convertir la masse de soluté en moles avec sa masse molaire, en écrivant l'unité.
2 Calculer la molalité en divisant par la masse de SOLVANT en kilogrammes, et le dire explicitement.
3 Déterminer le facteur $i$ en justifiant en une phrase : non-électrolyte, sel binaire, sel ternaire.
4 Appliquer $\Delta T=i\,K\,b$ , puis en déduire la température finale en RETRANCHANT pour la congélation et en AJOUTANT pour l'ébullition.
5 Conclure avec les deux températures et commenter la vraisemblance du résultat.

Phrase de conclusion

« La molalité vaut $\dfrac{4{,}03}{1{,}50}=2{,}69$ mol/kg ; l'éthylène glycol étant un non-électrolyte, $i=1$ , donc $\Delta T_{f}=1{,}86\times 2{,}69=4{,}99$ °C et la solution gèle à $-4{,}99$ °C. »

Le piège : Écrire $\Delta T$ comme réponse finale. La question porte presque toujours sur la TEMPÉRATURE, qui exige encore une soustraction ou une addition, et ce dernier pas vaut un point.

Barème : Typiquement 1 point pour les moles, 2 pour la molalité, 1 pour le facteur $i$ justifié, 2 pour l'écart de température, 1 pour la température finale.

Déterminer une masse molaire par osmométrie

Quand l'utiliser : L'énoncé donne une masse de macromolécule, un volume de solution et une pression osmotique mesurée.

1 Convertir la température en kelvins et la pression dans une unité cohérente avec $R$ .
2 Isoler la concentration : $C=\dfrac{\pi}{iRT}$ , en justifiant que $i=1$ pour une macromolécule non ionique.
3 En déduire la quantité de matière $n=CV$ , avec $V$ en litres.
4 Calculer $M=\dfrac{m}{n}$ et vérifier que l'ordre de grandeur convient à une macromolécule, soit plusieurs dizaines de milliers de grammes par mole.

Phrase de conclusion

« La concentration vaut $C=\dfrac{\pi}{RT}$ , d'où $n=CV$ et $M=\dfrac{m}{n}$ , soit une masse molaire de l'ordre de $10^{4}$ g/mol, cohérente avec une protéine. »

Le piège : Employer la cryoscopie pour une macromolécule. L'abaissement serait de l'ordre du millième de degré, donc immesurable : c'est précisément pourquoi l'osmométrie existe.

Vérifier avant de rendre

Cinq minutes de vérification récupèrent plus de points qu'un exercice de plus commencé à la hâte.

Le sens du décalage de température

La congélation doit DESCENDRE sous zéro et l'ébullition MONTER au-dessus de cent. Toute réponse contraire est fausse sans autre examen.

Une solution qui gèle à $+5$ °C : le signe de l'abaissement a été perdu.
Le facteur $i$ présent dans chaque loi colligative

Repasser sur chaque formule et vérifier que $i$ y figure quand le soluté est un électrolyte. Son absence divise le résultat par deux ou par trois.

Un abaissement de $1{,}86$ °C pour une molalité de $1$ mol/kg de sel : le facteur $2$ manque.
L'ébullioscopie environ quatre fois plus petite que la cryoscopie

Pour l'eau, $K_{f}=1{,}86$ et $K_{b}=0{,}512$ : le rapport vaut $3{,}6$ . Les deux écarts calculés doivent respecter ce rapport.

Un $\Delta T_{b}$ plus grand que le $\Delta T_{f}$ correspondant : les deux constantes ont été interverties.
L'ordre de grandeur d'une pression osmotique

Une solution physiologique développe plusieurs centaines de kilopascals, soit plusieurs atmosphères. Un résultat de quelques kilopascals signale des degrés Celsius ou un $i$ oublié.

Un $\pi=46$ kPa pour du sérum physiologique : la température est restée en degrés Celsius.
La somme des fractions molaires

Dans un mélange binaire, $x_{solvant}+x_{soluté}$ doit valoir exactement $1$ , et l'abaissement de pression plus la pression finale doivent redonner $P^{\circ}$ .

$0{,}88$ et $0{,}15$ : l'une des deux fractions est fausse.

L'exercice type décortiqué

L'antigel du radiateur, comparé au sel de déglaçage

On dissout $250$ g d'éthylène glycol ( $M=62{,}07$ g/mol, non-électrolyte) dans $1{,}50$ kg d'eau. Déterminer la molalité de la solution, sa température de congélation et sa température d'ébullition.

Quelle masse de chlorure de sodium ( $M=58{,}44$ g/mol) faudrait-il dissoudre dans la même masse d'eau pour obtenir le MÊME abaissement du point de congélation ? Commenter.

Données : $K_{f}=1{,}86$ °C·kg/mol, $K_{b}=0{,}512$ °C·kg/mol.

Deux solutions dans la même masse d'eau : on cherche la masse de sel qui donne le MÊME abaissement que les

250

g de glycol.

Étape 1

$n(\text{glycol})=\dfrac{250}{62{,}07}=4{,}03$ mol.

Pourquoi

On sort des grammes dès la première ligne, comme dans tout le chapitre précédent. Les lois colligatives ne connaissent que des quantités de matière.

Étape 2

Molalité : $b=\dfrac{4{,}03}{1{,}50}=2{,}69$ mol/kg, la masse de $1{,}50$ kg étant celle du SOLVANT seul.

Pourquoi

La mention explicite du solvant seul vaut un point et évite l'erreur qui consiste à diviser par $1{,}75$ kg, la masse de la solution complète.

Étape 3

L'éthylène glycol est une molécule neutre qui ne se dissocie pas : $i=1$ .

Pourquoi

Le facteur $i$ se justifie, il ne s'affirme pas. Ici la justification tient en cinq mots, mais elle sépare une copie complète d'une copie qui a deviné.

Étape 4

$\Delta T_{f}=i\,K_{f}\,b=1\times 1{,}86\times 2{,}69=4{,}99$ °C, donc $T_{f}=0-4{,}99=-4{,}99$ °C.

Pourquoi

L'écart n'est pas la réponse : la question porte sur la température. Le passage de l'un à l'autre est une soustraction, et c'est l'endroit exact où les copies s'arrêtent trop tôt.

Étape 5

$\Delta T_{b}=1\times 0{,}512\times 2{,}69=1{,}38$ °C, donc $T_{b}=100+1{,}38=101{,}38$ °C.

Pourquoi

Même molalité, même facteur $i$ , mais une constante presque quatre fois plus petite et un signe opposé : c'est le rappel que les deux effets ne sont pas symétriques.

Étape 6

Pour le sel, $i=2$ , donc la molalité nécessaire vaut $b=\dfrac{4{,}99}{2\times 1{,}86}=1{,}34$ mol/kg, soit $n=1{,}34\times 1{,}50=2{,}01$ mol et $m=2{,}01\times 58{,}44=118$ g.

Pourquoi

Le facteur $2$ divise par deux la molalité nécessaire, et la masse molaire plus faible la divise encore. Le sel est donc doublement plus efficace, à masse égale, que le glycol.

Étape 7

Comparaison : $118$ g de sel font le travail de $250$ g de glycol, soit deux fois moins de masse pour le même effet.

Pourquoi

C'est la conclusion que la question attend : le classement des solutés ne suit ni la masse ni la masse molaire seule, mais le produit du facteur $i$ par le nombre de moles.

Étape 8

Commentaire : on utilise pourtant le glycol dans les radiateurs, parce que les ions du sel corrodent les métaux du circuit, et le sel sur les routes, où le contact avec le métal est bref.

Pourquoi

La chimie colligative dit ce qui est le plus efficace, elle ne dit pas ce qui est utilisable. Cette nuance est presque toujours le dernier point de la question.

Étape 9

Vérification : $\dfrac{\Delta T_{f}}{\Delta T_{b}}=\dfrac{4{,}99}{1{,}38}=3{,}62$ , à comparer à $\dfrac{K_{f}}{K_{b}}=\dfrac{1{,}86}{0{,}512}=3{,}63$ .

Pourquoi

Ce rapport ne dépend ni de la molalité ni du soluté : il vérifie donc les deux calculs d'un coup, sans refaire aucune multiplication.

Conclusion rédigée

« La solution de glycol est à $2{,}69$ mol/kg : elle gèle à $-4{,}99$ °C et bout à $101{,}4$ °C. Le même abaissement de congélation s'obtiendrait avec seulement $118$ g de chlorure de sodium, deux fois moins en masse, parce que le sel libère deux particules par unité formulaire. »

L'erreur classique sur cet exercice : Diviser par $1{,}75$ kg, la masse de la solution, au lieu de $1{,}50$ kg. On obtient $b=2{,}30$ mol/kg et une congélation à $-4{,}28$ °C : l'écart de $0{,}7$ °C est assez petit pour ne pas alerter et assez grand pour coûter toute la question.

À savoir par cœur

• Molalité $b=\dfrac{n}{m_{SOLVANT}}$ en mol/kg : cryoscopie et ébullioscopie. Molarité $C=\dfrac{n}{V_{SOLUTION}}$ : osmose et titrages.
• Pourcentage massique sur la masse de SOLUTION ; molalité sur la masse de SOLVANT.
• $\Delta T_{f}=i\,K_{f}\,b$ avec $K_{f}=1{,}86$ ; la congélation DESCEND.
• $\Delta T_{b}=i\,K_{b}\,b$ avec $K_{b}=0{,}512$ ; l'ébullition MONTE.
• $\pi=i\,C\,R\,T$ , avec $T$ en KELVINS et $C$ en mol/L.
• Raoult : $P=x_{SOLVANT}P^{\circ}$ , et $\Delta P=x_{soluté}P^{\circ}$ .
• $i=1$ non-électrolyte, $2$ pour $NaCl$ , $3$ pour $CaCl_{2}$ ; les valeurs mesurées sont un peu plus faibles.
• Solides : solubilité qui MONTE avec $T$ . Gaz : solubilité qui DESCEND avec $T$ et monte avec $P$ .

Questions fréquentes

Quelle différence entre molarité et molalité ?

La molarité est le nombre de moles de soluté par litre de solution ; elle change avec la température, puisque le volume se dilate. La molalité est le nombre de moles par kilogramme de solvant seul ; elle ne dépend pas de la température. C'est pour cette raison que les lois de congélation et d'ébullition utilisent la molalité.

Pourquoi le sel abaisse-t-il deux fois plus le point de congélation que le sucre ?

Parce qu'une propriété colligative ne compte que le nombre de particules dissoutes. Une mole de sucre donne une mole de molécules, tandis qu'une mole de chlorure de sodium se dissocie en deux moles d'ions. Le facteur de van't Hoff traduit exactement cela, et il vaut un pour le sucre contre deux pour le sel.

Le point de congélation monte-t-il ou descend-il quand on ajoute un soluté ?

Il descend, toujours. Le soluté gêne l'organisation des molécules de solvant en cristal, il faut donc refroidir davantage pour congeler. Le point d'ébullition, lui, monte. Les deux effets ont le même mécanisme mais des signes opposés, et pour l'eau le premier est environ quatre fois plus marqué que le second.

Comment choisir entre la loi de Raoult et la cryoscopie ?

On regarde la grandeur demandée. Si c'est une pression de vapeur, c'est la loi de Raoult et il faut une fraction molaire. Si c'est une température de congélation ou d'ébullition, ce sont les lois cryoscopique et ébullioscopique et il faut une molalité. Si c'est une pression osmotique, il faut une molarité et des kelvins.

Pourquoi la solubilité d'un gaz diminue-t-elle quand on chauffe ?

Parce que la dissolution d'un gaz libère de l'énergie. Chauffer déplace donc l'équilibre dans le sens du dégagement, conformément au principe de Le Chatelier. C'est l'inverse de la plupart des solides, dont la dissolution absorbe de l'énergie. Une eau chaude retient ainsi moins d'oxygène, ce qui menace les poissons en été.

Pourquoi le facteur de van't Hoff mesuré est-il inférieur à la valeur théorique ?

Parce qu'en solution, une partie des ions de charges opposées restent appariés et se comportent comme une seule particule. Le nombre effectif de particules indépendantes est donc un peu plus petit que prévu. L'écart grandit quand la concentration augmente et quand les charges des ions sont plus élevées.

Passer à la pratique

Exercices corrigés : Solutions et propriétés colligatives

Une méthode se prouve sur une copie, pas sur une fiche. La série du même chapitre reprend chacun de ces pièges dans un exercice, avec le corrigé rédigé étape par étape.

10 exercices corrigés
100 points
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Solutions et propriétés colligatives Chimie des solutions 202-SN2-RE (ancien 202-NYB)

© Ahmed Squalli Houssaini. Fiche publiée sur www.letuteurscientifique.ca/fiches/chimie-nya-solutions. Libre pour l'usage personnel et en classe ; sa republication ailleurs demande une autorisation écrite (mentions légales).

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Fiche de révision : solutions et propriétés colligatives (202-SN1-RE, ancien 202-NYA)

L'essentiel

Cinq concentrations, et quand chacune sert

Les quatre lois colligatives

Solubilité : ce qui la fait monter et ce qui la fait chuter

Les pièges qui coûtent des points

1. Utiliser la molarité dans une formule qui demande la molalité

2. Oublier le facteur de van't Hoff pour un électrolyte

3. Calculer la molalité sur la masse de solution

4. Ajouter l'abaissement cryoscopique au lieu de le soustraire

5. Employer la fraction molaire du soluté dans la loi de Raoult

6. Oublier les kelvins ou le facteur iii dans la pression osmotique

7. Croire que la solubilité d'un gaz augmente avec la température

8. Prendre le facteur de van't Hoff mesuré pour la valeur théorique

9. Diviser par la masse de solvant dans un pourcentage massique

10. Mélanger les unités dans une dilution

Quelle méthode choisir

Quelle concentration employer

Quel facteur iii écrire

La rédaction attendue

Résoudre un problème colligatif complet

Déterminer une masse molaire par osmométrie

Vérifier avant de rendre

L'exercice type décortiqué

L'antigel du radiateur, comparé au sel de déglaçage

À savoir par cœur

Questions fréquentes

Quelle différence entre molarité et molalité ?

Pourquoi le sel abaisse-t-il deux fois plus le point de congélation que le sucre ?

Le point de congélation monte-t-il ou descend-il quand on ajoute un soluté ?

Comment choisir entre la loi de Raoult et la cryoscopie ?

Pourquoi la solubilité d'un gaz diminue-t-elle quand on chauffe ?

Pourquoi le facteur de van't Hoff mesuré est-il inférieur à la valeur théorique ?

Exercices corrigés : Solutions et propriétés colligatives

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6. Oublier les kelvins ou le facteur $i$ dans la pression osmotique

Quel facteur $i$ écrire