Propriétés colligatives - Colligative properties

${\displaystyle p_{\rm {i}}^{\star }}$

${\displaystyle x_{\rm {i}}}$

Pour une solution avec un solvant (A) et un soluté non volatil (B), et${\displaystyle p_{\rm {B}}^{\star }=0}$${\displaystyle p=p_{\rm {A}}^{\star }x_{\rm {A}}}$

L' abaissement de la pression de vapeur par rapport au solvant pur est de , qui est proportionnel à la fraction molaire de soluté. ${\displaystyle \Delta p=p_{\rm {A}}^{\star }-p=p_{\rm {A}}^{\star }(1-x_{\rm {A}})=p_ {\rm {A}}^{\star }x_{\rm {B}}}$

Si le soluté se dissocie en solution, le nombre de moles de soluté est augmenté du facteur de van 't Hoff , qui représente le nombre réel de particules de soluté pour chaque unité de formule. Par exemple, l'

${\style d'affichage i}$

${\displaystyle \Delta p=p_{\rm {A}}^{\star }x_{\rm {B}}}$

${\displaystyle x_{\rm {B}}}$

Point d'ébullition et point de congélation

L'ajout de soluté pour former une solution stabilise le solvant en phase liquide et abaisse le potentiel chimique du solvant de sorte que les molécules de solvant ont moins tendance à se déplacer vers les phases gazeuse ou solide. En conséquence, les solutions liquides légèrement au-dessus du point d'ébullition du solvant à une pression donnée deviennent stables, ce qui signifie que le point d'ébullition augmente. De même, les solutions liquides légèrement en dessous du point de congélation du solvant deviennent stables, ce qui signifie que le point de congélation diminue. L' élévation du point d'ébullition et l' abaissement du point de congélation sont tous deux proportionnels à l'abaissement de la pression de vapeur dans une solution diluée.

Ces propriétés sont colligatives dans les systèmes où le soluté est essentiellement confiné à la phase liquide. L'élévation du point d'ébullition (comme l'abaissement de la pression de vapeur) est colligative pour les solutés non volatils où la présence de soluté dans la phase gazeuse est négligeable. L'abaissement du point de congélation est colligatif pour la plupart des solutés puisque très peu de solutés se dissolvent de manière appréciable dans les solvants solides.

Élévation du point d'ébullition (ébullioscopie)

Le point d'ébullition d'un liquide à une pression externe donnée est la température ( ) à laquelle la pression de vapeur du liquide est égale à la pression externe. Le

${\displaystyle T_{\rm {b}}}$

Le point d'ébullition d'un solvant pur est augmenté par l'ajout d'un soluté non volatil, et l'élévation peut être mesurée par ébullioscopie . On constate que

${\displaystyle \Delta T_{\rm {b}}=T_{\rm {b,{\text{solution}}}}-T_{\rm {b,{\text{pure dissolvant}}}}=i \cdot K_{b}\cdot m}$

Ici i est le facteur van 't Hoff comme ci-dessus, K _b est la constante ébullioscopique du solvant (égale à 0,512 °C kg/mol pour l'eau), et m est la molalité de la solution.

Le point d'ébullition est la température à laquelle il y a équilibre entre les phases liquide et gazeuse. Au point d'ébullition, le nombre de molécules de gaz se condensant en liquide est égal au nombre de molécules de liquide s'évaporant en gaz. L'ajout d'un soluté dilue la concentration des molécules liquides et réduit la vitesse d'évaporation. Pour compenser cela et retrouver l'équilibre, le point d'ébullition se produit à une température plus élevée.

Si la solution est supposée être une solution idéale , K _b peut être évalué à partir de la condition thermodynamique pour l'équilibre liquide-vapeur. Au niveau du point d'ébullition du potentiel chimique μ _A du solvant dans la phase de solution est égal au potentiel chimique en phase vapeur au- dessus de pure la solution.

${\displaystyle \mu _{A}(T_{b})=\mu _{A}^{\star }(T_{b})+RT\ln x_{A}\ =\mu _{A}^ {\star }(g,1\,\mathrm {atm} ),}$

où les astérisques indiquent les phases pures. Cela conduit au résultat , où R est la

${\displaystyle K_{b}=RMT_{b}^{2}/\Delta H_{\mathrm {vap} }}$

Abaissement du point de congélation (cryoscopie)

Le point de congélation ( ) d'un solvant pur est abaissé par l'ajout d'un soluté insoluble dans le solvant solide, et la mesure de cette différence est appelée

${\displaystyle T_{\rm {f}}}$

${\displaystyle \Delta T_{\rm {f}}=T_{\rm {f,{\text{solution}}}}-T_{\rm {f,{\text{pure dissolvant}}}}=- i\cdot K_{f}\cdot m}$ (Peut aussi s'écrire )${\displaystyle \Delta T_{\rm {f}}=T_{\rm {f,{\text{pure dissolvant}}}}-T_{\rm {f,{\text{solution}}}}=i \cdot K_{f}\cdot m}$

Ici K _f est la constante cryoscopique (égale à 1,86 °C kg/mol pour le point de congélation de l'eau), i est le facteur de van 't Hoff, et m la molalité.

Dans la solution liquide, le solvant est dilué par l'ajout d'un soluté, de sorte que moins de molécules sont disponibles pour geler. Le rétablissement de l'équilibre est obtenu à une température plus basse à laquelle la vitesse de congélation devient égale à la vitesse de liquéfaction. Au point de congélation inférieur, la pression de vapeur du liquide est égale à la pression de vapeur du solide correspondant, et les potentiels chimiques des deux phases sont également égaux. L'égalité des potentiels chimiques permet d'évaluer la constante cryoscopique comme , où

${\displaystyle K_{f}=RMT_{f}^{2}/\Delta H_{\mathrm {fus} }}$

Pression osmotique

La pression osmotique d'une solution est la différence de pression entre la solution et le solvant liquide pur lorsque les deux sont en équilibre à travers une membrane semi -

Deux lois régissant la pression osmotique d'une solution diluée ont été découvertes par le botaniste allemand WFP Pfeffer et le chimiste néerlandais JH van't Hoff :

1. La pression osmotique d'une solution diluée à température constante est directement proportionnelle à sa concentration.
2. La pression osmotique d'une solution est directement proportionnelle à sa température absolue.

Ceux - ci sont analogues à la loi de Boyle et la loi de Charles pour les gaz. De même, la loi combinée

${\displaystyle PV=nRT}$

${\style d'affichage \Pi V=nRTi}$

${\style d'affichage \Pi }$

La pression osmotique est alors proportionnelle à la concentration molaire , puisque ${\style d'affichage c=n/V}$

${\displaystyle \Pi ={\frac {nRTi}{V}}=cRTi}$

La pression osmotique est proportionnelle à la concentration de particules de soluté ci et est donc une propriété colligative.

Comme pour les autres propriétés colligatives, cette équation est une conséquence de l'égalité des potentiels chimiques des solvants des deux phases en équilibre. Dans ce cas les phases sont le solvant pur à pression P et la solution à pression totale (P + π).

Histoire

Le mot colligatif (latin : co, ligare) a été introduit en 1891 par Wilhelm Ostwald . Ostwald a classé les propriétés des solutés en trois catégories :

1. propriétés

Les références