Comprendre les Propriétés Colligatives
Contexte : Les Propriétés ColligativesPropriétés physiques des solutions qui dépendent de la concentration des particules de soluté et non de leur nature chimique..
En chimie, l'ajout d'un soluté non volatil à un solvant modifie certaines de ses propriétés physiques. Ces changements, appelés propriétés colligatives, ne dépendent que du nombre de particules de soluté dissoutes, pas de leur identité. C'est pourquoi le sel (NaCl) et le sucre (C₁₂H₂₂O₁₁) affectent différemment l'eau, même à concentration égale. Cet exercice explore comment calculer ces changements, une compétence essentielle en chimie générale et pour des applications pratiques comme la fabrication d'antigel ou la conservation des aliments.
Remarque Pédagogique : Cet exercice vous apprendra à quantifier l'effet d'un soluté sur les points de fusion et d'ébullition d'un solvant, ainsi que sur la pression osmotique, en utilisant les concepts de molalité et le facteur de van 't Hoff.
Objectifs Pédagogiques
- Calculer la molalité d'une solution.
- Appliquer la formule de l'élévation ébullioscopique pour trouver un nouveau point d'ébullition.
- Appliquer la formule de l'abaissement cryoscopique pour trouver un nouveau point de congélation.
- Comprendre et utiliser le facteur de van 't Hoff (i)Nombre de particules effectives produites par la dissolution d'une unité de soluté. Pour NaCl, i ≈ 2 car il se dissocie en Na⁺ et Cl⁻. pour les électrolytes.
- Calculer la pression osmotique d'une solution.
Données de l'étude
Préparation de la solution aqueuse de NaCl
| Paramètre | Description ou Formule | Valeur | Unité |
|---|---|---|---|
| Masse de NaCl | \( m_{\text{soluté}} \) | 58,44 | g |
| Masse d'eau | \( m_{\text{solvant}} \) | 500 | g |
| Température | \( T \) | 25 | °C |
Questions à traiter
- Calculer la molalité de la solution de NaCl.
- Déterminer le nouveau point d'ébullition de la solution.
- Déterminer le nouveau point de congélation de la solution.
- Calculer la pression osmotique de la solution à 25 °C.
- Expliquer qualitativement comment ces résultats changeraient si l'on remplaçait les 58,44 g de NaCl par une masse égale de glucose (C₆H₁₂O₆), un non-électrolyte.
Les bases sur les Propriétés Colligatives
Les propriétés colligatives sont des propriétés physiques des solutions qui dépendent du nombre de particules de soluté (molécules ou ions) dissoutes dans une quantité donnée de solvant, et non de la nature chimique de ces particules.
1. Molalité (m)
La concentration utilisée pour les propriétés colligatives est la molalité, car elle ne dépend pas de la température. Elle se définit comme le nombre de moles de soluté par kilogramme de solvant.
\[ m = \frac{\text{moles de soluté (mol)}}{\text{masse de solvant (kg)}} \]
2. Élévation Ébullioscopique et Abaissement Cryoscopique
L'ajout d'un soluté augmente le point d'ébullition (\( \Delta T_{\text{b}} \)) et diminue le point de congélation (\( \Delta T_{\text{f}} \)) du solvant. Pour un soluté qui se dissocie en ions (un électrolyte), on utilise le facteur de van 't Hoff (i).
\[ \Delta T_{\text{b}} = i \cdot K_{\text{b}} \cdot m \quad \text{et} \quad \Delta T_{\text{f}} = i \cdot K_{\text{f}} \cdot m \]
Où \( K_{\text{b}} \) et \( K_{\text{f}} \) sont respectivement les constantes ébullioscopique et cryoscopique du solvant.
3. Pression Osmotique (\( \Pi \))
La pression osmotique est la pression qu'il faut appliquer à une solution pour empêcher le flux de solvant à travers une membrane semi-perméable. Elle se calcule avec une formule similaire à la loi des gaz parfaits.
\[ \Pi = i \cdot M \cdot R \cdot T \]
Où M est la molarité (mol/L), R la constante des gaz parfaits, et T la température en Kelvin.
Correction : Comprendre les Propriétés Colligatives
Question 1 : Calculer la molalité de la solution.
Principe
Le concept physique est de quantifier la concentration du soluté (NaCl) dans le solvant (eau) d'une manière qui soit indépendante de la température. La molalité, qui rapporte les moles de soluté à la masse de solvant, remplit parfaitement ce rôle.
Mini-Cours
La molalité (m) est une unité de concentration cruciale en thermochimie, notamment pour les propriétés colligatives. Contrairement à la molarité (M), qui est en moles/L de solution, la molalité utilise des kilogrammes de solvant. Le volume d'une solution peut changer avec la température, mais la masse reste constante. C'est cette indépendance à la température qui rend la molalité plus robuste pour les calculs impliquant des changements de température (ébullition, congélation).
Remarque Pédagogique
L'erreur la plus courante est de confondre la masse du solvant avec la masse de la solution totale. Soyez toujours vigilant : la définition spécifie bien la masse du solvant seul au dénominateur.
Normes
Les définitions de la mole, de la masse molaire et de la molalité sont standardisées par l'Union Internationale de Chimie Pure et Appliquée (UICPA), garantissant une cohérence mondiale dans les calculs scientifiques.
Formule(s)
Conversion Masse en Moles
Définition de la Molalité
Hypothèses
Pour ce calcul, nous posons les hypothèses suivantes :
- Le chlorure de sodium est le seul soluté présent.
- L'eau est le seul solvant.
- Les masses fournies sont exactes.
Donnée(s)
Les valeurs utilisées pour ce calcul proviennent directement de l'énoncé de l'exercice ou sont des constantes fondamentales.
| Paramètre | Symbole | Valeur (Origine) | Unité |
|---|---|---|---|
| Masse de NaCl | \( m_{\text{NaCl}} \) | 58,44 (Énoncé) | g |
| Masse d'eau | \( m_{\text{eau}} \) | 500 (Énoncé) | g |
| Masse Molaire de NaCl | \( M_{\text{NaCl}} \) | 58,44 (Donnée fondamentale) | g/mol |
Astuces
Avant de calculer, faites une estimation rapide. Vous avez environ 60g de NaCl (soit 1 mole) dans 500g d'eau (soit 0,5 kg). Le résultat devrait donc être proche de 1 / 0,5 = 2 mol/kg. Cela permet de détecter rapidement les erreurs de conversion.
Schéma (Avant les calculs)
Représentation des composants
Calcul(s)
Étape 1 : Calculer le nombre de moles de NaCl
Étape 2 : Convertir la masse d'eau en kg
Étape 3 : Calculer la molalité
Schéma (Après les calculs)
Composition de la solution
Réflexions
Un résultat de 2,0 mol/kg indique une solution relativement concentrée. On peut s'attendre à ce que cet ajout de soluté ait un impact significatif sur les propriétés physiques de l'eau, ce que nous allons vérifier dans les questions suivantes.
Points de vigilance
Les erreurs les plus fréquentes sont :
- Utiliser la masse de la solution totale (500g + 58,44g) au lieu de la masse du solvant seul.
- Oublier de convertir les grammes de solvant en kilogrammes.
Points à retenir
La maîtrise de cette question repose sur la connaissance précise de la définition de la molalité : le rapport entre les moles de soluté et la masse en kg du solvant.
Le saviez-vous ?
Le concept de molalité a été introduit par le chimiste américain Gilbert N. Lewis au début du 20ème siècle. Il est moins utilisé en laboratoire de routine que la molarité, mais il est fondamental en chimie physique pour étudier les propriétés des solutions de manière rigoureuse.
FAQ
La molarité dépend du volume de la solution, qui peut varier avec la température. Comme nous allons étudier des changements de température (congélation, ébullition), la molalité est plus fiable car elle est basée sur la masse, qui reste constante.Pourquoi ne pas utiliser la molarité (mol/L) ici ?
Résultat Final
A vous de jouer
Quelle serait la molalité si l'on dissolvait 90 g de glucose (C₆H₁₂O₆, Masse Molaire ≈ 180 g/mol) dans 250 g d'eau ?
Question 2 : Déterminer le nouveau point d'ébullition.
Principe
L'ajout de particules de soluté non-volatil (les ions Na⁺ et Cl⁻) "gêne" les molécules de solvant (eau) pour s'échapper vers la phase gazeuse. Il faut donc fournir plus d'énergie, c'est-à-dire une température plus élevée, pour que la pression de vapeur de la solution égale la pression atmosphérique et que l'ébullition commence. C'est le phénomène d'élévation ébullioscopique.
Mini-Cours
L'élévation ébullioscopique (\(\Delta T_{\text{b}}\)) est directement proportionnelle à la molalité effective des particules en solution. Cette proportionnalité est régie par la constante ébullioscopique du solvant (\(K_{\text{b}}\)), une propriété intrinsèque qui quantifie à quel point le point d'ébullition du solvant est sensible à l'ajout de soluté. Pour les électrolytes comme le NaCl, il faut compter chaque ion séparément via le facteur de van 't Hoff (\(i\)).
Remarque Pédagogique
Une approche rigoureuse est essentielle : calculez d'abord la variation de température \(\Delta T_{\text{b}}\), qui est toujours une valeur positive. Ensuite, et seulement ensuite, ajoutez cette variation au point d'ébullition normal du solvant pur pour obtenir la température finale.
Normes
Le point d'ébullition standard d'une substance (comme 100 °C pour l'eau) est défini à une pression atmosphérique standard de 1 atmosphère (101.325 kPa). Nos calculs sont valides dans ces conditions.
Formule(s)
Élévation Ébullioscopique
Point d'Ébullition Final
Hypothèses
- La solution est idéale, ce qui signifie que les interactions soluté-solvant sont similaires aux interactions solvant-solvant.
- Le NaCl se dissocie complètement en deux ions, donc le facteur de van 't Hoff \(i\) est exactement 2.
- Le soluté NaCl est considéré comme non-volatil (sa pression de vapeur est négligeable).
Donnée(s)
Les données ci-dessous sont soit des constantes physiques, soit des résultats que nous avons précédemment calculés.
| Paramètre | Symbole | Valeur (Origine) | Unité |
|---|---|---|---|
| Facteur de van 't Hoff (théorique) | \( i \) | 2 (Théorie pour NaCl) | sans unité |
| Constante ébullioscopique (eau) | \( K_{\text{b}} \) | 0,512 (Constante physique) | °C·kg/mol |
| Molalité de la solution | \( m \) | 2,0 (Calcul Q1) | mol/kg |
| Point d'ébullition initial (eau) | \( T_{\text{b, initial}} \) | 100 (Donnée standard) | °C |
Astuces
Pour l'eau, la constante \(K_{\text{b}}\) est d'environ 0,5 °C·kg/mol. Une estimation rapide pour une solution 2m avec i=2 serait : \(2 \times 0.5 \times 2 = 2^\circ\text{C}\). Votre résultat final devrait être proche de 102 °C. Cela aide à valider l'ordre de grandeur.
Schéma (Avant les calculs)
Diagramme de phase (qualitatif)
L'ajout de soluté déplace la courbe d'équilibre liquide-vapeur vers la droite, augmentant le point d'ébullition à pression constante.
Calcul(s)
Étape 1 : Calcul de l'élévation du point d'ébullition (\(\Delta T_{\text{b}}\))
Étape 2 : Calcul du nouveau point d'ébullition
Schéma (Après les calculs)
Visualisation du résultat sur un thermomètre
Réflexions
L'ajout d'une mole de sel dans 500g d'eau a augmenté le point d'ébullition de plus de 2 degrés. Cet effet est significatif et a des applications pratiques, comme en cuisine où l'eau salée bout à une température plus élevée, permettant potentiellement une cuisson légèrement plus rapide des aliments.
Points de vigilance
- Ne jamais oublier le facteur \(i\) pour les électrolytes. Pour un non-électrolyte comme le sucre, \(i=1\).
- Utiliser la bonne constante : \(K_{\text{b}}\) pour l'ébullition, \(K_{\text{f}}\) pour la congélation.
Points à retenir
Le point clé est que l'élévation de température \(\Delta T_{\text{b}}\) est une augmentation qui dépend de la molalité totale des particules (\(i \times m\)). Le nouveau point d'ébullition est toujours supérieur à celui du solvant pur.
Le saviez-vous ?
Le salage de l'eau pour la cuisson des pâtes a un effet quasi-négligeable sur le temps de cuisson via l'élévation ébullioscopique. La quantité de sel ajoutée est trop faible. Son rôle principal est de donner du goût !
FAQ
Théoriquement oui, mais en réalité, pour des solutions concentrées, les interactions ioniques réduisent la dissociation effective. Le \(i\) réel est souvent légèrement inférieur au \(i\) théorique. Pour cet exercice, nous utilisons la valeur idéale.Le facteur \(i\) est-il toujours un entier ?
Résultat Final
A vous de jouer
Quel serait le nouveau point d'ébullition si la molalité de la solution de NaCl était de 1,5 m ?
Question 3 : Déterminer le nouveau point de congélation.
Principe
Les particules de soluté (ions Na⁺, Cl⁻) interfèrent avec le processus de cristallisation des molécules d'eau. Pour que l'eau puisse former un réseau cristallin (glace), il faut ralentir davantage les molécules, c'est-à-dire atteindre une température plus basse. Ce phénomène est l'abaissement cryoscopique.
Mini-Cours
L'abaissement cryoscopique (\(\Delta T_{\text{f}}\)) est, comme l'élévation ébullioscopique, proportionnel à la molalité totale des particules (\(i \cdot m\)). La constante de proportionnalité est la constante cryoscopique du solvant (\(K_{\text{f}}\)). Pour l'eau, la valeur de \(K_{\text{f}}\) (1,86 °C·kg/mol) est nettement supérieure à celle de \(K_{\text{b}}\) (0,512 °C·kg/mol), ce qui signifie que l'effet sur le point de congélation est plus prononcé que sur le point d'ébullition pour une même concentration.
Remarque Pédagogique
La valeur \(\Delta T_{\text{f}}\) que vous calculez est l'amplitude de la baisse. C'est une valeur positive. Le nouveau point de congélation est obtenu en soustrayant cette valeur du point de congélation initial (0 °C pour l'eau). Le résultat final sera donc négatif.
Normes
Comme pour l'ébullition, le point de congélation standard (0 °C pour l'eau) est défini à 1 atmosphère de pression. Les constantes cryoscopiques sont des valeurs empiriques standardisées.
Formule(s)
Abaissement Cryoscopique
Point de Congélation Final
Hypothèses
- La solution est considérée comme idéale.
- Le facteur de van 't Hoff \(i\) pour NaCl est de 2 (dissociation complète).
- Le soluté ne cristallise pas avec le solvant.
Donnée(s)
Les valeurs utilisées ici sont des constantes physiques connues ou des résultats calculés dans les questions précédentes.
| Paramètre | Symbole | Valeur (Origine) | Unité |
|---|---|---|---|
| Facteur de van 't Hoff | \( i \) | 2 (Théorie pour NaCl) | sans unité |
| Constante cryoscopique (eau) | \( K_{\text{f}} \) | 1,86 (Constante physique) | °C·kg/mol |
| Molalité de la solution | \( m \) | 2,0 (Calcul Q1) | mol/kg |
| Point de congélation initial (eau) | \( T_{\text{f, initial}} \) | 0 (Donnée standard) | °C |
Astuces
Le salage des routes en hiver est l'application la plus directe de ce principe. Comme \(K_{\text{f}}\) pour l'eau est proche de 2, une estimation rapide est \( \Delta T_{\text{f}} \approx 2 \times i \times m \). Ici, \(2 \times 2 \times 2 = 8\). Le point de congélation devrait donc être autour de -8 °C.
Schéma (Avant les calculs)
Diagramme de phase (qualitatif)
L'ajout de soluté déplace la courbe d'équilibre solide-liquide vers la gauche, abaissant le point de fusion.
Calcul(s)
Étape 1 : Calcul de l'abaissement du point de congélation (\(\Delta T_{\text{f}}\))
Étape 2 : Calcul du nouveau point de congélation
Schéma (Après les calculs)
Visualisation du résultat sur un thermomètre
Réflexions
Le point de congélation a chuté de près de 7,5 degrés. Ce résultat confirme l'efficacité du sel comme agent de déglaçage : une solution de saumure peut rester liquide à des températures bien en dessous de zéro, faisant fondre la glace ou la neige sur les routes.
Points de vigilance
L'erreur la plus commune est d'oublier de soustraire \(\Delta T_{\text{f}}\) de 0 °C. Le résultat final doit être une température négative. Une autre erreur est d'utiliser \(K_{\text{b}}\) au lieu de \(K_{\text{f}}\).
Points à retenir
Le point de congélation d'une solution est toujours plus bas que celui du solvant pur. L'ampleur de cette baisse, \(\Delta T_{\text{f}}\), est directement proportionnelle à la molalité totale des particules.
Le saviez-vous ?
Les fabricants de crème glacée utilisent ce principe ! Le sel ajouté à la glace environnant le récipient de crème abaisse le point de congélation de la glace, créant un bain de saumure très froid qui permet de congeler la crème plus rapidement et d'obtenir une texture plus onctueuse.
FAQ
Comme notre calcul le montre, une concentration donnée de sel ne peut abaisser le point de congélation que jusqu'à une certaine température. En dessous de son point de congélation eutectique (environ -21°C pour NaCl), même une saumure saturée gèlera, et le sel perd son efficacité.Pourquoi le sel est-il moins efficace quand il fait très, très froid (ex: -20°C) ?
Résultat Final
A vous de jouer
Quel serait le nouveau point de congélation si on utilisait du CaCl₂ (\(i=3\)) à une molalité de 1.0 m ?
Question 4 : Calculer la pression osmotique à 25 °C.
Principe
L'osmose est la tendance naturelle d'un solvant à se déplacer à travers une membrane semi-perméable, d'une zone de faible concentration en soluté vers une zone de forte concentration. La pression osmotique (\(\Pi\)) est la pression externe qu'il faudrait appliquer sur la solution la plus concentrée pour stopper ce flux net de solvant.
Mini-Cours
La formule de la pression osmotique, \(\Pi = iMRT\), est mathématiquement analogue à la loi des gaz parfaits (\(PV=nRT\)). Elle relie la pression (\(\Pi\)) à la concentration molaire volumique (\(M\)), à la température absolue (\(T\)), et au nombre de particules (\(i\)). La constante \(R\) (constante des gaz parfaits) fait le lien entre l'énergie (température) et le travail mécanique (pression-volume).
Remarque Pédagogique
Attention, c'est le piège principal de cette question : la formule utilise la molarité (M, en mol/L) et non la molalité (m, en mol/kg). De plus, la température doit impérativement être convertie en Kelvin.
Normes
La valeur de la constante des gaz parfaits \(R\) dépend des unités utilisées. Pour obtenir une pression en atmosphères (atm), il faut utiliser \(R = 0,0821\) L·atm/(mol·K). Pour un résultat en Pascals (l'unité SI), on utiliserait \(R = 8,314\) J/(mol·K).
Formule(s)
Molarité
Pression Osmotique
Hypothèses
- Le volume de la solution est approximativement égal au volume du solvant. Pour 500g d'eau (masse volumique ≈ 1 g/mL), on suppose V ≈ 500 mL = 0,5 L. C'est une bonne approximation pour des solutions pas trop concentrées.
- La température est uniforme et constante à 25 °C.
Donnée(s)
Les données pour ce calcul proviennent de l'énoncé, d'hypothèses simplificatrices, de calculs antérieurs ou sont des constantes universelles.
| Paramètre | Symbole | Valeur (Origine) | Unité |
|---|---|---|---|
| Moles de NaCl (calculé) | \( n_{\text{NaCl}} \) | 1,0 (Calcul Q1) | mol |
| Volume approximatif de la solution | \( V_{\text{sol}} \) | 0,500 (Hypothèse) | L |
| Constante des gaz parfaits | \( R \) | 0,0821 (Constante universelle) | L·atm/(mol·K) |
| Température | \( T \) | 25 (Énoncé) | °C |
Astuces
La pression osmotique génère des valeurs de pression étonnamment élevées. Ne soyez pas surpris d'obtenir un résultat de plusieurs dizaines d'atmosphères. C'est une force fondamentale dans les systèmes biologiques.
Schéma (Avant les calculs)
Principe de l'Osmose
Le solvant (eau) se déplace vers le compartiment le plus concentré pour diluer le soluté.
Calcul(s)
Étape 1 : Calcul de la molarité (M)
Étape 2 : Conversion de la température en Kelvin
Étape 3 : Calcul de la pression osmotique
Schéma (Après les calculs)
Pression Osmotique (Π)
Une pression Π doit être appliquée pour empêcher la montée du niveau d'eau.
Réflexions
Une pression de 97,9 atm est énorme, équivalente à la pression de l'eau à près de 1 km de profondeur ! Cela démontre la force immense générée par l'osmose. C'est ce phénomène qui permet aux racines des arbres d'absorber l'eau du sol et de la faire monter jusqu'aux feuilles les plus hautes.
Points de vigilance
Les trois erreurs classiques à éviter :
- Utiliser la molalité au lieu de la molarité.
- Oublier de convertir la température de Celsius en Kelvin.
- Choisir la mauvaise valeur pour la constante R en fonction des unités de pression désirées.
Points à retenir
La pression osmotique est une force colligative qui dépend de la concentration molaire (M) des particules et de la température absolue (T). Elle joue un rôle fondamental dans tous les systèmes biologiques.
Le saviez-vous ?
La technique de dessalement de l'eau de mer par "osmose inverse" consiste à appliquer une pression mécanique supérieure à la pression osmotique de l'eau salée. Cela force les molécules d'eau à traverser une membrane, laissant le sel derrière. C'est une application directe et à grande échelle de ce principe.
FAQ
Pas exactement. La pression osmotique n'est pas une pression qui existe "dans" le bécher. C'est une pression potentielle qui ne se manifeste qu'en présence d'une membrane semi-perméable et d'un compartiment de solvant pur (ou moins concentré). C'est la pression qu'il faudrait appliquer pour maintenir l'équilibre.Cette pression est-elle réellement exercée par la solution ?
Résultat Final
A vous de jouer
Quelle serait la pression osmotique (en atm) d'une solution 1,5 M de glucose (\(i=1\)) à 298,15 K ?
Question 5 : Expliquer l'effet du remplacement du NaCl par du glucose.
Principe
Cette question est conceptuelle. La clé est de comparer le facteur de van 't Hoff (i) pour les deux substances. Le NaCl est un électrolyte qui se dissocie, tandis que le glucose (C₆H₁₂O₆) est un non-électrolyte qui ne se dissocie pas en solution.
Mini-Cours
Électrolytes vs. Non-électrolytes : Un électrolyte, comme le NaCl, est un composé qui, une fois dissous dans un solvant comme l'eau, se dissocie en ions (Na⁺ et Cl⁻), conduisant ainsi l'électricité. Le nombre de particules qu'il produit est quantifié par le facteur de van 't Hoff, \(i\). Pour le NaCl, la dissociation produit deux ions, donc \(i=2\). Un non-électrolyte, comme le glucose (C₆H₁₂O₆), est une molécule qui se dissout dans l'eau mais ne se sépare pas en ions ; elle reste sous forme moléculaire. Par conséquent, pour chaque mole de glucose dissoute, il n'y a qu'une mole de particules en solution, donc \(i=1\).
Points de vigilance
Le piège principal ici est de comparer les masses sans considérer la masse molaire. 58,44 g de NaCl correspond à 1 mole, mais 58,44 g de glucose (Masse Molaire ≈ 180 g/mol) correspond à seulement 0,32 mole. L'effet colligatif serait donc doublement plus faible : d'une part à cause du facteur \(i\) plus petit (1 vs 2), et d'autre part à cause du nombre de moles bien plus faible pour la même masse.
Réflexions
Le glucose est une molécule qui ne se dissocie pas dans l'eau. Par conséquent, son facteur de van 't Hoff est \(i=1\). Le chlorure de sodium, lui, se dissocie en deux ions (Na⁺, Cl⁻), donc son facteur de van 't Hoff est \(i=2\).
Les propriétés colligatives dépendent directement du nombre total de particules en solution (proportionnel à \(i\)). Si on remplaçait 1 mole de NaCl par 1 mole de glucose, il y aurait deux fois moins de particules en solution.
Par conséquent, l'élévation du point d'ébullition (\(\Delta T_{\text{b}}\)), l'abaissement du point de congélation (\(\Delta T_{\text{f}}\)) et la pression osmotique (\(\Pi\)) seraient environ deux fois plus faibles avec le glucose qu'avec la même quantité molaire de NaCl.
Points à retenir
Les électrolytes (comme les sels) ont un effet plus marqué sur les propriétés colligatives que les non-électrolytes (comme le sucre) à concentration molaire égale, en raison de leur dissociation en ions.
Outil Interactif : Simulateur d'Effet Colligatif
Utilisez cet outil pour voir comment la quantité de soluté (NaCl) et le type de soluté (son facteur i) influencent l'abaissement du point de congélation de 500g d'eau.
Paramètres d'Entrée
Résultats Clés
Quiz Final : Testez vos connaissances
1. Laquelle de ces propriétés n'est PAS une propriété colligative ?
2. Quel est le facteur de van 't Hoff (i) théorique pour le chlorure de calcium (CaCl₂) ?
3. Si l'on double la molalité d'une solution de sucre, comment l'abaissement du point de congélation (\(\Delta T_{\text{f}}\)) est-il affecté ?
4. Quelle unité est utilisée pour la molalité ?
5. Pour obtenir le plus grand abaissement du point de congélation, il est préférable de dissoudre 1 mole de :
- Propriété Colligative
- Propriété physique d'une solution qui dépend du nombre de particules de soluté par rapport au nombre total de particules de solvant, et non du type de particules.
- Molalité (m)
- Mesure de la concentration d'une solution exprimée en moles de soluté par kilogramme de solvant (mol/kg).
- Facteur de van 't Hoff (i)
- Rapport entre le nombre de moles de particules en solution et le nombre de moles de soluté dissous. Il indique le degré de dissociation d'un électrolyte.
- Pression Osmotique (Π)
- Pression minimale qu'il faut exercer pour empêcher le passage d'un solvant d'une solution moins concentrée à une solution plus concentrée à travers une membrane semi-perméable.
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