Mon espace Me contacter

Chimie générale 202-SF1-RE (ancien 202-NYA) • Cégep et complément québécois à Montréal

Fiche de révision : solutions et propriétés colligatives (202-SF1-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 ii et sur le signe de l'abaissement cryoscopique.

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 ii décide de tout.

Ce chapitre fait partie de Chimie générale 202-SF1-RE (ancien 202-NYA)

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.

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. 1La mole et la quantité de matièreSecondaire 5 SN5
  2. 2Les propriétés de la matièreSecondaire 4 ST, Science et technologie
  3. 3La mesure au laboratoire, chiffres significatifs et incertitudes
  4. 4Structure atomique et configuration électronique
  5. 5Liaison chimique et géométrie moléculaire
  6. 6Stœchiométrie, réactif limitant et rendement

L'essentiel

Cinq concentrations, et quand chacune sert

  • • Molarité C=nVsolutionC=\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=nmsolvantb=\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 =msoluteˊmSOLUTION×100=\dfrac{m_{soluté}}{m_{SOLUTION}}\times 100, sur la masse totale, jamais sur celle du solvant.
  • • Fraction molaire xi=nintotalx_{i}=\dfrac{n_{i}}{n_{total}}, sans unité, utilisée par la loi de Raoult.
  • • Parties par million : pour une solution aqueuse diluée, 11 ppm =1=1 mg/L. Dilution : C1V1=C2V2C_{1}V_{1}=C_{2}V_{2}.

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 : ΔTf=i Kf b\Delta T_{f}=i\,K_{f}\,b, avec Kf=1,86K_{f}=1{,}86 °C·kg/mol pour l'eau. La température de congélation DIMINUE : Tf=0−ΔTfT_{f}=0-\Delta T_{f}.
  • • Élévation ébullioscopique : ΔTb=i Kb b\Delta T_{b}=i\,K_{b}\,b, avec Kb=0,512K_{b}=0{,}512 °C·kg/mol. La température d'ébullition AUGMENTE.
  • • Pression osmotique : π=i C R T\pi=i\,C\,R\,T, avec CC en mol/L, R=8,314R=8{,}314 kPa·L/(mol·K) et TT en kelvins.
  • • Loi de Raoult : Psolution=xSOLVANT P∘P_{solution}=x_{SOLVANT}\,P^{\circ}, donc l'abaissement vaut ΔP=xsoluteˊ P∘\Delta P=x_{soluté}\,P^{\circ}.
  • • Facteur de van't Hoff ii : nombre de particules libérées par unité formulaire. 11 pour un non-électrolyte, 22 pour NaClNaCl, 33 pour CaCl2CaCl_{2}.

Les valeurs de ii 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=kHPS=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.
10203040506070809010020406080100120140160180200220240260solubilitésolide (KNO3)gaz dissous (O2)T (°C)
Les deux courbes vont en sens OPPOSÉS : la solubilité d'un solide grimpe avec la température, celle d'un gaz s'effondre. 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 2,002{,}00 mol/L, donc ΔTf=1,86×2,00=3,72\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

« 1,001{,}00 mol/kg de chlorure de sodium abaisse le point de congélation de 1,861{,}86 °C. »

Ce qu'il faut écrire

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

1,86 °C3,72 °C5,58 °Cglucose (i = 1)NaCl (i = 2)CaCl2 (i = 3)
À la MÊME molalité de 1,001{,}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

« 250250 g de soluté dans 1,501{,}50 kg d'eau : la molalité vaut n1,75\dfrac{n}{1{,}75}. »

Ce qu'il faut écrire

« La molalité se calcule sur la masse de SOLVANT seul : n1,50\dfrac{n}{1{,}50}. C'est le pourcentage massique, lui, qui utilise la masse de solution. »

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

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

Ce qu'il faut écrire

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

Pourquoi : Un antigel qui ferait geler l'eau à +5+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

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

Ce qu'il faut écrire

« Psolution=xSOLVANTP∘=0,88×3,17=2,79P_{solution}=x_{SOLVANT}P^{\circ}=0{,}88\times 3{,}17=2{,}79 kPa. La fraction du soluté donne l'ABAISSEMENT, soit 0,380{,}38 kPa, pas la pression finale. »

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 ii dans la pression osmotique

toute la question, 5 points

Ce qu'il ne faut pas écrire

« π=CRT=0,150×8,314×37=46,1\pi=CRT=0{,}150\times 8{,}314\times 37=46{,}1 kPa pour une solution de chlorure de sodium à 3737 °C. »

Ce qu'il faut écrire

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

solvant pursolutionmembranela solution monteπ = i C R T
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 π\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 ii.

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. »

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

« ii vaut exactement 22 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 1,871{,}87 à 0,10{,}1 mol/kg : une partie des ions restent appariés en solution. »

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 CaCl2CaCl_{2} plus éloigné de son ii théorique que NaClNaCl.

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

2 points

Ce qu'il ne faut pas écrire

« 2525 g de soluté dans 100100 g d'eau font une solution à 25%25\% en masse. »

Ce qu'il faut écrire

« Le pourcentage massique se rapporte à la masse de SOLUTION : 25125×100=20,0%\dfrac{25}{125}\times 100=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

« C1V1=C2V2C_{1}V_{1}=C_{2}V_{2} avec V1=25V_{1}=25 mL et V2=0,500V_{2}=0{,}500 L. »

Ce qu'il faut écrire

« Les deux volumes doivent être dans la MÊME unité : V1=0,025V_{1}=0{,}025 L et V2=0,500V_{2}=0{,}500 L, ou bien 2525 mL et 500500 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 : ΔTf=i Kf b\Delta T_{f}=i\,K_{f}\,b

  • Si pression osmotique → MOLARITÉ, en mol/L de solution

    Exemple : π=i C R T\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=xsolvantP∘P=x_{solvant}P^{\circ}

  • Si titrage, dilution, stœchiométrie en solution → MOLARITÉ, avec n=CVn=CV et VV en litres

    Exemple : C1V1=C2V2C_{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 ii écrire

La nature du soluté

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

    Exemple : l'antigel des radiateurs

  • Si sel binaire du type NaClNaCl, KBrKBr, MgSO4MgSO_{4} → i=2i=2

    Exemple : le sel de déglaçage

  • Si sel du type CaCl2CaCl_{2}, Na2SO4Na_{2}SO_{4}, K2CO3K_{2}CO_{3} → i=3i=3

    Exemple : le chlorure de calcium, plus efficace à masse égale

  • Si acide FORT ou base FORTE → dissociation totale, donc ii égal au nombre d'ions produits

    Exemple : HClHCl donne i=2i=2

  • Si acide FAIBLE ou base FAIBLE → ii compris entre 11 et le nombre d'ions, à calculer avec le taux d'ionisation

    un acide faible ionisé à 5%5\% donne i=1,05i=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 ii 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. 1 Convertir la masse de soluté en moles avec sa masse molaire, en écrivant l'unité.
  2. 2 Calculer la molalité en divisant par la masse de SOLVANT en kilogrammes, et le dire explicitement.
  3. 3 Déterminer le facteur ii en justifiant en une phrase : non-électrolyte, sel binaire, sel ternaire.
  4. 4 Appliquer ΔT=i K b\Delta T=i\,K\,b, puis en déduire la température finale en RETRANCHANT pour la congélation et en AJOUTANT pour l'ébullition.
  5. 5 Conclure avec les deux températures et commenter la vraisemblance du résultat.

Phrase de conclusion

« La molalité vaut 4,031,50=2,69\dfrac{4{,}03}{1{,}50}=2{,}69 mol/kg; l'éthylène glycol étant un non-électrolyte, i=1i=1, donc ΔTf=1,86×2,69=4,99\Delta T_{f}=1{,}86\times 2{,}69=4{,}99 °C et la solution gèle à −4,99-4{,}99 °C. »

Le piège : Écrire ΔT\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 ii 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. 1 Convertir la température en kelvins et la pression dans une unité cohérente avec RR.
  2. 2 Isoler la concentration : C=πiRTC=\dfrac{\pi}{iRT}, en justifiant que i=1i=1 pour une macromolécule non ionique.
  3. 3 En déduire la quantité de matière n=CVn=CV, avec VV en litres.
  4. 4 Calculer M=mnM=\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=πRTC=\dfrac{\pi}{RT}, d'où n=CVn=CV et M=mnM=\dfrac{m}{n}, soit une masse molaire de l'ordre de 10410^{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.

L'exercice type décortiqué

L'antigel du radiateur, comparé au sel de déglaçage

On dissout 250250 g d'éthylène glycol (M=62,07M=62{,}07 g/mol, non-électrolyte) dans 1,501{,}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=58,44M=58{,}44 g/mol) faudrait-il dissoudre dans la même masse d'eau pour obtenir le MÊME abaissement du point de congélation ? Commenter.

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

Étape 1

n(glycol)=25062,07=4,03n(\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=4,031,50=2,69b=\dfrac{4{,}03}{1{,}50}=2{,}69 mol/kg, la masse de 1,501{,}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 1,751{,}75 kg, la masse de la solution complète.

Étape 3

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

Pourquoi

Le facteur ii 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

ΔTf=i Kf b=1×1,86×2,69=4,99\Delta T_{f}=i\,K_{f}\,b=1\times 1{,}86\times 2{,}69=4{,}99 °C, donc Tf=0−4,99=−4,99T_{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

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

Pourquoi

Même molalité, même facteur ii, 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=2i=2, donc la molalité nécessaire vaut b=4,992×1,86=1,34b=\dfrac{4{,}99}{2\times 1{,}86}=1{,}34 mol/kg, soit n=1,34×1,50=2,01n=1{,}34\times 1{,}50=2{,}01 mol et m=2,01×58,44=118m=2{,}01\times 58{,}44=118 g.

Pourquoi

Le facteur 22 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 : 118118 g de sel font le travail de 250250 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 ii 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 : ΔTfΔTb=4,991,38=3,62\dfrac{\Delta T_{f}}{\Delta T_{b}}=\dfrac{4{,}99}{1{,}38}=3{,}62, à comparer à KfKb=1,860,512=3,63\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 2,692{,}69 mol/kg : elle gèle à −4,99-4{,}99 °C et bout à 101,4101{,}4 °C. Le même abaissement de congélation s'obtiendrait avec seulement 118118 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 1,751{,}75 kg, la masse de la solution, au lieu de 1,501{,}50 kg. On obtient b=2,30b=2{,}30 mol/kg et une congélation à −4,28-4{,}28 °C : l'écart de 0,70{,}7 °C est assez petit pour ne pas alerter et assez grand pour coûter toute la question.

À savoir par cœur

  • • Molalité b=nmSOLVANTb=\dfrac{n}{m_{SOLVANT}} en mol/kg : cryoscopie et ébullioscopie. Molarité C=nVSOLUTIONC=\dfrac{n}{V_{SOLUTION}} : osmose et titrages.
  • • Pourcentage massique sur la masse de SOLUTION; molalité sur la masse de SOLVANT.
  • • ΔTf=i Kf b\Delta T_{f}=i\,K_{f}\,b avec Kf=1,86K_{f}=1{,}86; la congélation DESCEND.
  • • ΔTb=i Kb b\Delta T_{b}=i\,K_{b}\,b avec Kb=0,512K_{b}=0{,}512; l'ébullition MONTE.
  • • π=i C R T\pi=i\,C\,R\,T, avec TT en KELVINS et CC en mol/L.
  • • Raoult : P=xSOLVANTP∘P=x_{SOLVANT}P^{\circ}, et ΔP=xsoluteˊP∘\Delta P=x_{soluté}P^{\circ}.
  • • i=1i=1 non-électrolyte, 22 pour NaClNaCl, 33 pour CaCl2CaCl_{2}; les valeurs mesurées sont un peu plus faibles.
  • • Solides : solubilité qui MONTE avec TT. Gaz : solubilité qui DESCEND avec TT et monte avec PP.

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
  • 150 minutes
Faire les exercices
Fiche précédente Métaux, non-métaux et métalloïdes Fiche suivante Thermochimie et premier principe

Ce chapitre resservira dans

Les chapitres qui le réclament en amont, plus tard dans l'année ou dans les années suivantes.

Solutions et propriétés colligativesChimie des solutions (202-NYB)

Voir aussi

Toutes les fiches Tous les exercices Exercices : solutions (202-SF1-RE)Stœchiométrie (202-SF1-RE)Les acides et les bases (202-NYB)Tutorat cégepTuteur de chimie

Vous cherchez un tuteur en chimie 202-SF1-RE à Montréal ?

Contactez-moi pour une première séance. Sur les solutions, le premier travail est de choisir la bonne concentration et de repérer les électrolytes : les formules, elles, se retiennent en cinq minutes.

Me contacter WhatsApp
Site par Studio Squalli