Les propriétés physiques des solutions

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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 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

4 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

5 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

6 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”

7 Les facteurs qui influencent la solubilité
ex.; le CCl4 est soluble dans le C6H6 car les forces de dispersion CCl4-C6H6 sont environ aussi importantes que les forces de dispersion CCl4-CCl4 et C6H6-C6H6 ex.; le NaCl est soluble dans l’eau car les interactions ion-dipôle Na+-H2O et Cl--H2O sont environ aussi importantes que les interactions ion-ion dans le NaCl le NaCl est insoluble dans le CCl4 car les interactions ion-dipôle induit Na+-CCl4 et Cl--CCl4 ne sont pas assez fortes pour compétitionner avec les interactions ion-ion dans le NaCl deux liquides sont miscibles s’ils sont complètement solubles l’un dans l’autre dans toutes les proportions (ex.; CCl4/C6H6 et eau/éthanol)

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

9 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 g/mol. On a donc (7.78 g)/(60.06 g/mol) = mol d’urée. La molalité est (0.130 mol)/(0.203 kg) = m.

10 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

11 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)( g/mol) = 596 g. La masse totale est donc 1596 g. Ceci est un volume de (1596 g)/(1.12 g/mL) = 1425 mL = L.

12 Les unités de concentration
Exemple: Calculez la molalité d’une solution d’éthanol (C2H5OH) 5.86 M, dont la masse volumique est de 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 g = 657 g d’eau.

13 Les unités de concentration
Exemple: Calculez la molalité d’une solution aqueuse de NaCl à 44.6%. Solution: Dans 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.

14 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

15 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

16 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)

17 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

18 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:

19 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

20 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

21 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

22 La diminution de la pression de vapeur
Exemple: La pression de vapeur d’une solution de glucose (C6H12O6) à 20oC est de mm Hg. Celle de l’eau pure à la même température est de mm Hg. Calculez la molalité de cette solution. Solution:

23 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

24 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

25 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

26 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.

27 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

28 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

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

30 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

31 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 g de benzène est de 5.16oC. Quelle est la masse molaire du composé organique inconnu? Le benzène pur a un point de fusion de 5.5oC et sa constante cryoscopique molale est 5.12 oC/m. Solution:

32 L’utilisation des propriétés colligatives pour déterminer la masse molaire
Exemple: À 21oC, une solution de benzène contenant 2.47 g d’un polymère organique dans un volume final de 202 mL a une pression osmotique de 8.63 mm Hg. Calculez la masse molaire du polymère. Solution: un volume de 1000 mL contient 4.7 x 10-4 mol du polymère, donc mL 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) = x 104 g/mol

33 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, 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

34 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

35 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

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