Chimie des solutions 202-NYB • Complément québécois de Terminale et cégep à Montréal

Fiche de révision : solutions et propriétés colligatives (202-NYB)

Les solutions reviennent au second cours de chimie avec des outils que le premier n'avait pas : l'enthalpie, l'entropie, l'énergie libre, la constante d'équilibre et Ka. Le chapitre change alors de nature : on ne calcule plus seulement un abaissement cryoscopique, on explique pourquoi un sel se dissout en refroidissant, pourquoi un gaz sort de l'eau quand on la chauffe, et pourquoi une constante tabulée ne s'applique jamais telle quelle à une solution concentrée.

Cette fiche donne ce qui se perd réellement : la règle appliquée au mauvais type d'électrolyte, l'unité oubliée entre kilojoules et joules, la pression partielle confondue avec la pression totale, la conclusion de précision qu'on ne fait pas. Les exercices corrigés du même chapitre font travailler chacun de ces gestes.

Le fil du chapitre

Dissoudre est un ÉQUILIBRE, pas un fait. Tout ce que le second cours sait faire d'un équilibre, écrire une constante, la dériver par rapport à la température, la corriger par une activité, s'applique donc à la dissolution. Et une propriété colligative n'est pas un résultat en soi : c'est un instrument de mesure, dont il faut chiffrer la précision avant d'y croire.

Ce chapitre fait partie de Chimie des solutions, 202-NYB

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 (13 chapitres) ↓

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

1La mole et la quantité de matièreSecondaire 5 SN5
2L'aspect énergétique des transformationsSecondaire 5 SN5
3La vitesse de réactionSecondaire 5 SN5
4L'équilibre chimiqueSecondaire 5 SN5
5La mesure au laboratoire, chiffres significatifs et incertitudesChimie générale 202-SF1-RE (ancien 202-NYA)
6Structure atomique et configuration électroniqueChimie générale 202-SF1-RE (ancien 202-NYA)
7Liaison chimique et géométrie moléculaireChimie générale 202-SF1-RE (ancien 202-NYA)
8Stœchiométrie, réactif limitant et rendementChimie générale 202-SF1-RE (ancien 202-NYA)
9Solutions et propriétés colligativesChimie générale 202-SF1-RE (ancien 202-NYA)
10Thermochimie et premier principeChimie générale 202-SF1-RE (ancien 202-NYA)
11La cinétique chimique
12L'équilibre chimique
13Thermodynamique chimique

Notions couvertes

Enthalpie de dissolution
Énergie réticulaire
Enthalpie d'hydratation
Entropie de dissolution
Constante de Henry
Équation de van 't Hoff
Facteur de van 't Hoff
Taux de dissociation
Force ionique
Coefficient d'activité
Azéotrope
Coefficient de partage

L'essentiel

La dissolution comme équilibre : cycle, critère et constante

• $\Delta H_{sol}=\Delta H_{r\acute{e}ticulaire}+\Delta H_{hydratation}$ , le premier terme toujours POSITIF et le second toujours NÉGATIF. Leur somme est une petite différence de deux grands nombres : elle se mesure au calorimètre, elle ne se calcule pas.
• Critère de spontanéité : $\Delta G_{sol}=\Delta H_{sol}-T\Delta S_{sol}$ . Une dissolution endothermique est spontanée dès que l'entropie compense, et elle cesse de l'être en dessous de $T=\dfrac{\Delta H_{sol}}{\Delta S_{sol}}$ .
• Loi de Henry : $[X]=k_{H}P_{X}$ , avec la pression PARTIELLE du gaz. La constante $k_{H}$ n'est rien d'autre que la constante de l'équilibre $X(g)\rightleftharpoons X(aq)$ .
• Elle obéit donc à van 't Hoff : $\ln\dfrac{K_{2}}{K_{1}}=-\dfrac{\Delta H}{R}\left(\dfrac{1}{T_{2}}-\dfrac{1}{T_{1}}\right)$ , températures en KELVINS.
• Un GAZ a $\Delta H_{sol}<0$ , il devient donc MOINS soluble à chaud. Un SOLIDE a le plus souvent $\Delta H_{sol}>0$ , il devient plus soluble. Dans les deux cas c'est Le Chatelier, la chaleur comptant comme réactif ou comme produit.

Le cycle de Hess du nitrate d'ammonium : deux termes de plusieurs centaines de kilojoules dont la différence ne vaut que

26

kJ/mol.

Le piège d'unités du calcul de $\Delta G$ coûte un point à chaque examen : l'enthalpie est tabulée en kilojoules par mole, l'entropie en joules par mole et par kelvin. On convertit AVANT de soustraire.

Les colligatives, et les trois façons dont le réel s'écarte de l'idéal

• $\Delta T_{f}=iK_{f}m$ et $\Delta T_{b}=iK_{b}m$ , avec $K_{f}=1{,}86$ et $K_{b}=0{,}512$ °C·kg/mol pour l'eau. Ce qui compte est le nombre de PARTICULES, pas leur nature.
• Électrolyte FAIBLE : $i=1+\alpha$ pour un monoacide, et $K_{a}=\dfrac{c\alpha^{2}}{1-\alpha}$ . Pour l'acide acétique à $0{,}1$ mol/kg, $\alpha$ vaut $1{,}3\,\%$ et $i$ vaut $1{,}01$ , pas $2$ .
• Électrolyte FORT : $i$ mesuré reste sous sa valeur théorique, parce que les ions voyagent en paires une partie du temps. L'écart se chiffre par la force ionique $I=\dfrac{1}{2}\sum c_{i}z_{i}^{2}$ et par Debye-Hückel, $\log\gamma_{\pm}=-0{,}509|z_{+}z_{-}|\sqrt{I}$ .
• Toute constante tabulée, $K_{ps}$ comme $K_{a}$ , porte sur des ACTIVITÉS $a=\gamma c$ . Ajouter un sel inerte abaisse les $\gamma$ , donc AUGMENTE les concentrations à l'équilibre : c'est l'effet de sel, à ne pas confondre avec l'effet d'ion commun.
• Raoult, $P_{A}=x_{A}P_{A}^{\circ}$ : déviation POSITIVE quand mélanger est endothermique, NÉGATIVE quand c'est exothermique. Une déviation forte crée un azéotrope, à minimum dans le premier cas et à maximum dans le second.

La courbe liquide-vapeur descend, la courbe solide-vapeur ne bouge pas : la congélation recule et l'ébullition avance.

Sur le diagramme de phases, seule la courbe LIQUIDE-vapeur descend, parce que le solide qui cristallise est du solvant PUR. C'est de là que viennent à la fois l'abaissement cryoscopique, l'élévation ébullioscopique et la cryoconcentration.

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. Juger de la spontanéité sur l'enthalpie seule

3 points, et une conclusion inverse de la réalité

Ce qu'il ne faut pas écrire

« $\Delta H_{sol}=+26$ kJ/mol, donc le nitrate d'ammonium ne se dissout pas spontanément. »

Ce qu'il faut écrire

« $\Delta G_{sol}=26\,000-298\times 108=-6{,}2$ kJ/mol : la dissolution est spontanée et refroidit la solution. »

Pourquoi : Le critère est $\Delta G$ , pas $\Delta H$ . Disperser les ions d'un cristal dans tout le volume du solvant crée beaucoup de désordre, et le terme $-T\Delta S$ l'emporte largement à température ambiante. Le sachet réfrigérant de pharmacie est exactement ce cas-là : il fonctionne parce que la dissolution est à la fois spontanée et endothermique.

2. Mélanger les kilojoules et les joules dans le calcul de ΔG

1 à 2 points, et un résultat cinq mille fois trop grand

Ce qu'il ne faut pas écrire

« $\Delta G=26-298\times 108=-32\,158$ kJ/mol. »

Ce qu'il faut écrire

« $\Delta G=26\,000-298\times 108=-6184$ J/mol, soit $-6{,}2$ kJ/mol. »

Pourquoi : Les tables donnent l'enthalpie en kJ/mol et l'entropie en J/(mol·K). C'est la faute la plus mécanique du chapitre, et le contrôle qui l'attrape est gratuit : aucune dissolution n'a une énergie libre de trente-deux mille kilojoules par mole, un nombre qui dépasse de loin toute liaison chimique.

3. Donner à un électrolyte faible le facteur i de sa formule

3 points, et un abaissement annoncé deux fois trop grand

Ce qu'il ne faut pas écrire

« L'acide acétique libère un $H^{+}$ , donc $i=2$ et $\Delta T_{f}=2\times 1{,}86\times 0{,}100=0{,}372$ °C. »

Ce qu'il faut écrire

« $\alpha=1{,}34\,\%$ , donc $i=1{,}013$ et $\Delta T_{f}=0{,}1885$ °C. »

Pourquoi : Le facteur de van 't Hoff compte les particules RÉELLEMENT présentes, pas celles que la formule autorise. Pour un acide faible, $i=1+\alpha$ avec $\alpha$ tiré de $K_{a}$ , et $\alpha$ vaut ici un peu plus d'un pour cent. Le réflexe correct : avant d'écrire $i$ , se demander si l'électrolyte est fort ou faible.

4. Mettre la pression totale dans la loi de Henry

2 points, et une concentration cinq fois trop grande

Ce qu'il ne faut pas écrire

« $[O_{2}]=1{,}3\times 10^{-3}\times 1{,}00=1{,}3\times 10^{-3}$ mol/L. »

Ce qu'il faut écrire

« L'air contient $21\,\%$ de dioxygène : $[O_{2}]=1{,}3\times 10^{-3}\times 0{,}21=2{,}7\times 10^{-4}$ mol/L. »

Pourquoi : La loi de Henry porte sur la pression PARTIELLE du gaz considéré, seule grandeur qui mesure sa tendance à passer en solution. Le contrôle d'ordre de grandeur est immédiat : une eau en équilibre avec l'air contient huit ou neuf milligrammes de dioxygène par litre, jamais quarante.

5. Oublier le carré des charges dans la force ionique

2 points, puis un coefficient d'activité complètement faux

Ce qu'il ne faut pas écrire

« Sulfate de magnésium à $0{,}010$ mol/L : $I=\dfrac{1}{2}(0{,}010+0{,}010)=0{,}010$ mol/L. »

Ce qu'il faut écrire

« Les deux ions portent $\pm 2$ : $I=\dfrac{1}{2}(0{,}010\times 4+0{,}010\times 4)=0{,}040$ mol/L. »

Pourquoi : La force ionique pèse les ions par le CARRÉ de leur charge, parce que c'est ainsi que l'énergie électrostatique dépend d'eux. Un sel $2{:}2$ donne donc quatre fois la force ionique d'un sel $1{:}1$ de même concentration, et son coefficient d'activité tombe de $0{,}89$ à $0{,}39$ . La force ionique n'est égale à la concentration que pour un électrolyte $1{:}1$ .

6. Traiter une constante tabulée comme une constante de concentrations

2 points, et un contresens sur l'effet de sel

Ce qu'il ne faut pas écrire

« Ajouter du nitrate de potassium, sans ion commun, ne change pas la solubilité. »

Ce qu'il faut écrire

« $K_{ps}$ porte sur des activités : la force ionique monte, les $\gamma$ baissent, les concentrations montent. »

Pourquoi : Une constante thermodynamique s'écrit en activités, $a=\gamma c$ . Tant que la solution est très diluée, $\gamma$ vaut presque $1$ et l'on peut confondre ; dès que la force ionique atteint quelques centièmes de mole par litre, la solubilité réelle dépasse de $20$ à $30\,\%$ celle que le $K_{ps}$ tabulé laisse prévoir. L'effet de sel AUGMENTE la solubilité, l'effet d'ion commun la diminue : ce sont deux phénomènes opposés qu'il ne faut pas confondre.

7. Appliquer Raoult à un seul terme quand les deux liquides sont volatils

1 à 2 points, et une déviation mal chiffrée ensuite

Ce qu'il ne faut pas écrire

« $P=x_{\acute{e}thanol}P^{\circ}_{\acute{e}thanol}=0{,}90\times 59=53{,}1$ mmHg. »

Ce qu'il faut écrire

« $P=0{,}90\times 59+0{,}10\times 23{,}8=55{,}5$ mmHg. »

Pourquoi : La forme $P=x_{solvant}P^{\circ}$ ne vaut que pour un soluté NON VOLATIL, un sucre ou un sel. Dès que les deux constituants s'évaporent, chacun apporte sa pression partielle et le total les additionne. C'est aussi ce qui rend la distillation possible : la vapeur est enrichie en constituant le plus volatil, $71\,\%$ d'éthanol pour un mélange équimolaire.

8. Verser tout le solvant d'extraction d'un coup

2 points, et dix fois plus de produit perdu au laboratoire

Ce qu'il ne faut pas écrire

« $100$ mL d'éther en une fois : c'est le même volume, donc le même rendement. »

Ce qu'il faut écrire

« Une fois, $88{,}9\,\%$ ; quatre fois $25$ mL, $98{,}8\,\%$ : les fractions restantes se MULTIPLIENT. »

Pourquoi : Chaque extraction laisse la fraction $\dfrac{V_{aq}}{V_{aq}+KV_{o}}$ , et les extractions successives multiplient ces fractions au lieu de les additionner. Fractionner le même volume total fait donc chuter la perte de façon géométrique, jusqu'à la limite $e^{-KV/V_{aq}}$ . En pratique on s'arrête vers trois ou quatre fois, le gain devenant marginal.

Quelle méthode choisir

Quelle relation appliquer selon ce que l'énoncé donne

La grandeur cherchée et la nature du soluté

Si un solide non volatil, et l'on cherche une température de changement d'état → colligative directe : $\Delta T_{f}=iK_{f}m$ ou $\Delta T_{b}=iK_{b}m$

Exemple : glucose à $1{,}00$ mol/kg : $-1{,}86$ °C et $100{,}512$ °C
Si un électrolyte, et l'on ignore combien de particules il donne → fort, $i$ vaut le nombre d'ions, corrigé vers le bas ; faible, $i=1+\alpha$ avec $\alpha$ tiré de $K_{a}$

Exemple : acide acétique à $0{,}100$ mol/kg : $\alpha=1{,}34\,\%$ , $i=1{,}013$
Si un GAZ dissous, à température fixée → loi de Henry avec la pression PARTIELLE

Exemple : $[O_{2}]=1{,}3\times 10^{-3}\times 0{,}21=2{,}7\times 10^{-4}$ mol/L
Si la même solubilité à une AUTRE température → van 't Hoff sur $k_{H}$ , températures en kelvins

Exemple : de $25$ à $35$ °C, le dioxygène perd $15\,\%$
Si deux liquides VOLATILS → Raoult avec les deux termes, puis comparer à la pression mesurée

Exemple : $0{,}90\times 59+0{,}10\times 23{,}8=55{,}5$ mmHg contre $60$ mesurés
Si une solution concentrée, ou une constante tabulée à utiliser → calculer la force ionique et corriger par les coefficients d'activité

Exemple : $MgSO_{4}$ à $0{,}010$ mol/L : $I=0{,}040$ et $\gamma_{\pm}=0{,}39$

Deux questions à se poser avant toute formule, et dans cet ordre : le soluté est-il VOLATIL, et est-il un ÉLECTROLYTE ? La première décide entre Raoult à un terme et Raoult à deux termes ; la seconde décide de la valeur de $i$ , donc de tous les résultats colligatifs.

La rédaction attendue

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

Présenter un calcul de solution à l'examen

Quand l'utiliser : L'énoncé donne des données thermodynamiques ou une mesure colligative et demande une conclusion, spontanéité, solubilité, concentration ou constante.

1 Identifier la nature du soluté, volatil ou non, électrolyte fort, faible ou aucun, et en déduire $i$ AVANT d'écrire la moindre formule.
2 Écrire la relation utilisée sous forme littérale, puis remplacer, en surveillant les unités : kelvins pour van 't Hoff, joules pour $\Delta G$ , pression partielle pour Henry.
3 Donner le résultat avec un nombre de chiffres cohérent avec les données, deux ou trois le plus souvent, et son unité.
4 Conclure en une phrase qui répond à la question posée, et non seulement au calcul demandé : spontanée ou non, plus soluble ou moins, compatible ou non.

Phrase de conclusion

« $\Delta G_{sol}=-6{,}2$ kJ/mol à $25$ °C : la dissolution est spontanée bien qu'endothermique, l'entropie de dispersion des ions compensant le coût du réseau. Elle cesserait de l'être en dessous de $241$ K. »

Le piège : S'arrêter au nombre sans le commenter. Un $\Delta G$ négatif, un $i$ de $1{,}013$ ou un $\gamma$ de $0{,}39$ ne valent leurs points que si la phrase qui suit dit ce qu'ils signifient pour la solution étudiée.

Barème : En général 1 point pour l'identification du soluté et de $i$ , 2 pour la relation et son application, 1 pour les unités et les chiffres significatifs, 1 pour la conclusion.

Vérifier avant de rendre

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

Le facteur i avant tout le reste

Avant d'appliquer une formule colligative, dire à voix haute si le soluté est un non-électrolyte, un électrolyte fort ou un électrolyte faible. Les trois réponses donnent $i=1$ , $i$ égal au nombre d'ions, et $i$ à peine supérieur à $1$ .

Acide acétique : faible, donc $i=1{,}01$ et non $2$ .
L'ordre de grandeur d'un gaz dissous

Une eau en équilibre avec l'air contient environ $8$ à $9$ mg/L de dioxygène, et une boisson gazeuse quelques grammes de dioxyde de carbone par litre. Un résultat dix fois plus grand signale presque toujours la pression totale mise à la place de la pression partielle.

$2{,}7\times 10^{-4}$ mol/L, soit $8{,}7$ mg/L : cohérent.
Le signe de ΔH et le sens de la température

Solide qui se dissout en absorbant de la chaleur : plus soluble à chaud. Gaz, dont la dissolution libère de la chaleur : moins soluble à chaud. Si le calcul de van 't Hoff donne l'inverse, c'est le double signe moins qui a été perdu.

$\Delta H_{sol}<0$ pour le dioxygène, donc $k_{H}$ DIMINUE quand $T$ monte.
La force ionique n'est pas la concentration

Elle ne lui est égale que pour un électrolyte $1{:}1$ . Dès qu'un ion porte deux charges, la force ionique est au moins trois fois plus grande que la concentration.

$MgSO_{4}$ à $0{,}010$ mol/L donne $I=0{,}040$ mol/L.
Le contrôle des kilojoules

Aucune énergie libre de dissolution ne dépasse quelques dizaines de kilojoules par mole. Un résultat en dizaines de milliers signale une entropie laissée en joules face à une enthalpie en kilojoules.

$-6{,}2$ kJ/mol : plausible. $-32\,158$ kJ/mol : impossible.

L'exercice type décortiqué

L'oxygène d'une rivière réchauffée, de van 't Hoff à la conclusion

Une centrale rejette son eau de refroidissement et porte une rivière de $18$ °C à $28$ °C. La constante de Henry du dioxygène vaut $1{,}3\times 10^{-3}$ mol/(L·atm) à $25$ °C et $\Delta H_{sol}=-12{,}5$ kJ/mol.

L'air contient $21\,\%$ de dioxygène, de masse molaire $32{,}0$ g/mol, et les truites exigent au moins $6{,}0$ mg/L.

La constante de Henry portée en logarithme contre l'inverse de la température : une droite de pente positive, signature d'une dissolution exothermique.

Étape 1

À $18$ °C : $\ln\dfrac{K}{K_{25}}=\dfrac{12\,500}{8{,}314}\left(\dfrac{1}{291{,}15}-\dfrac{1}{298{,}15}\right)=+0{,}121$ , donc $K=1{,}47\times 10^{-3}$ .

Pourquoi

Les températures sont en KELVINS, et le facteur $-\dfrac{\Delta H}{R}$ est POSITIF puisque $\Delta H$ est négative. Le double signe moins est le seul passage délicat du calcul.

Étape 2

À $28$ °C : $\ln\dfrac{K}{K_{25}}=-0{,}0502$ , donc $K=1{,}24\times 10^{-3}$ mol/(L·atm).

Pourquoi

La constante DIMINUE quand la température monte, comme le veut une dissolution exothermique. Si le calcul donnait l'inverse, c'est qu'un signe s'est perdu.

Étape 3

Concentrations : $1{,}47\times 10^{-3}\times 0{,}21=3{,}08\times 10^{-4}$ mol/L, soit $9{,}86$ mg/L ; puis $8{,}31$ mg/L.

Pourquoi

On utilise la pression PARTIELLE, $0{,}21$ atm, pas la pression atmosphérique. Puis on multiplie par la masse molaire et par mille pour obtenir des milligrammes par litre.

Étape 4

Baisse : $9{,}86-8{,}31=1{,}55$ mg/L, soit $15{,}8\,\%$ .

Pourquoi

Chiffrer la variation en valeur absolue ET en pourcentage : c'est le pourcentage qui se compare d'une situation à l'autre, la valeur absolue qui se compare au seuil biologique.

Étape 5

Comparaison au seuil : $8{,}31>6{,}0$ mg/L, le seuil n'est pas franchi.

Pourquoi

La conclusion doit répondre à la question posée, pas seulement donner le nombre. Et elle doit nommer ce que le calcul ne couvre pas.

Conclusion rédigée

« Le réchauffement fait passer l'oxygène dissous de $9{,}86$ à $8{,}31$ mg/L, soit une baisse de $15{,}8\,\%$ . Le seuil de $6{,}0$ mg/L n'est pas franchi, mais la marge fond de moitié ; et le métabolisme des poissons augmente avec la température, si bien que la demande croît pendant que l'offre diminue. »

L'erreur classique sur cet exercice : Prendre la pression atmosphérique totale au lieu de la pression partielle, ce qui multiplie tout par cinq, ou perdre le signe de $\Delta H$ et conclure que l'eau chaude contient plus d'oxygène.

À savoir par cœur

• Réticulaire plus hydratation : une petite différence de deux grands nombres.
• Le critère est $\Delta G$ , jamais $\Delta H$ seule.
• Enthalpie en kilojoules, entropie en joules : convertir avant de soustraire.
• Henry prend la pression PARTIELLE, et $k_{H}$ est une constante d'équilibre.
• Un gaz est moins soluble à chaud, un solide l'est plus : c'est Le Chatelier.
• Électrolyte faible : $i=1+\alpha$ , jamais le nombre d'ions de la formule.
• Force ionique : la charge compte au CARRÉ.
• Les constantes tabulées portent sur des activités, pas sur des concentrations.
• Deux liquides volatils : Raoult a DEUX termes, et la vapeur est enrichie.
• Extraction : fractionner le solvant, les fractions restantes se multiplient.

Questions fréquentes

Pourquoi un sel qui refroidit l'eau se dissout-il quand même ?

Parce que le critère de spontanéité est l'énergie libre, pas l'enthalpie. Dissoudre le nitrate d'ammonium absorbe vingt-six kilojoules par mole, mais disperser ses ions dans tout le volume du solvant fait gagner cent huit joules par mole et par kelvin d'entropie. À vingt-cinq degrés, le terme entropique vaut trente-deux kilojoules et l'emporte : l'énergie libre vaut moins six kilojoules par mole, la dissolution est spontanée et la solution refroidit. C'est exactement le principe du sachet réfrigérant vendu en pharmacie. En dessous de deux cent quarante et un kelvins, l'entropie ne suffirait plus.

Pourquoi les gaz se dissolvent-ils moins bien dans l'eau chaude ?

Parce que leur dissolution libère de la chaleur, contrairement à celle de la plupart des solides. Il n'y a aucun réseau cristallin à détruire, seulement une solvatation à gagner, si bien que l'enthalpie de dissolution est négative, environ moins douze kilojoules par mole pour le dioxygène. Chauffer revient donc à ajouter un produit à l'équilibre de dissolution, et le principe de Le Chatelier le déplace vers le gaz. C'est pourquoi une boisson tiède pétille moins et pourquoi une rivière réchauffée de dix degrés perd près de seize pour cent de son oxygène dissous.

Comment trouve-t-on le facteur de van 't Hoff d'un acide faible ?

On ne le lit pas sur la formule, on le calcule à partir du taux de dissociation. Pour un monoacide, chaque molécule dissociée donne deux particules au lieu d'une, donc le facteur vaut un plus alpha. Et alpha se tire de la constante d'acidité : pour l'acide acétique à un dixième de mole par kilogramme, il vaut environ un virgule trois pour cent, ce qui donne un facteur de un virgule zéro un trois, et non deux. Un électrolyte faible se comporte donc presque comme un sucre du point de vue colligatif.

Qu'est-ce que l'activité, et pourquoi ne pas s'en tenir aux concentrations ?

Parce qu'un ion en solution n'est jamais seul : il est entouré d'une atmosphère d'ions de charge opposée qui l'écrante, si bien qu'il agit comme s'il était moins concentré qu'il ne l'est. L'activité est ce produit de la concentration par un coefficient inférieur à un, et toutes les constantes tabulées, produit de solubilité comme constante d'acidité, portent sur des activités. Tant que la solution est très diluée le coefficient vaut presque un et l'on peut confondre ; dès que la force ionique atteint quelques centièmes, la solubilité réelle dépasse de vingt à trente pour cent celle que la constante laissait prévoir. C'est l'effet de sel.

Pourquoi la distillation de l'alcool plafonne-t-elle à quatre-vingt-quinze pour cent ?

À cause d'un azéotrope. L'éthanol et l'eau forment un mélange qui s'écarte fortement de la loi de Raoult vers le haut, parce que mélanger casse le réseau de liaisons hydrogène de l'eau sans en reformer autant. Cet écart est assez grand pour que le mélange à quatre-vingt-quinze virgule six pour cent bouille plus bas que l'éthanol pur. À cette composition, la vapeur a exactement la même composition que le liquide : la distillation n'enrichit plus rien, quel que soit le nombre de plateaux de la colonne. Pour aller au-delà on change de procédé, tamis moléculaire ou entraîneur.

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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.

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