Solutions — concentration, propriétés colligatives et loi de Raoult

En chimie, une solution est un mélange homogène constitué d’un soluté et d’un solvant. La plupart des questions sur les solutions se ramènent ensuite à trois idées : quelle quantité de soluté est présente, comment cette quantité est mesurée, et comment les particules dissoutes modifient le comportement du solvant.

C’est là que la concentration, les propriétés colligatives et la loi de Raoult se rejoignent. La concentration indique la quantité de soluté présente. Les propriétés colligatives décrivent des effets qui dépendent surtout du nombre de particules. La loi de Raoult relie la fraction molaire à la pression de vapeur lorsque la solution est proche de l’idéalité.

Ce qu’est une solution en chimie

Dans une solution, le soluté est la substance dissoute et le solvant est le constituant qui dissout. L’eau salée est l’exemple classique : le sel est le soluté et l’eau est le solvant.

La caractéristique essentielle est l’uniformité. Si l’échantillon est réellement une solution, une petite portion a la même composition qu’une autre petite portion dans des conditions ordinaires. C’est pourquoi une solution est différente d’une suspension ou d’un mélange en couches.

Comment la concentration est mesurée

La concentration ne correspond pas à une seule formule. C’est un ensemble de façons de décrire la quantité de soluté présente par rapport à une quantité de référence choisie.

Trois grandeurs sont souvent importantes en chimie des solutions :

• la molarité, qui utilise les litres de solution
• la molalité, qui utilise les kilogrammes de solvant
• la fraction molaire, qui utilise les moles d’un constituant divisées par le nombre total de moles

Le dénominateur compte plus que les étudiants ne l’imaginent souvent. La molarité est utile lorsque l’énoncé donne le volume de solution. La molalité est souvent utilisée pour l’élévation de la température d’ébullition et l’abaissement de la température de congélation. La fraction molaire est l’unité de concentration qui apparaît directement dans la loi de Raoult.

Pourquoi les propriétés colligatives dépendent du nombre de particules

Les propriétés colligatives sont des propriétés des solutions qui dépendent surtout du nombre de particules dissoutes, et non principalement de leur identité chimique. En chimie générale, cette idée fonctionne surtout pour les solutions diluées et demande davantage de prudence lorsque les solutions sont fortement non idéales.

Les quatre propriétés colligatives classiques sont :

• l’abaissement de la pression de vapeur
• l’élévation de la température d’ébullition
• l’abaissement de la température de congélation
• la pression osmotique

L’idée de base est concrète. Les particules dissoutes perturbent le comportement habituel du solvant pur. Par conséquent, la solution a généralement une pression de vapeur plus faible que le solvant pur. Cette variation aide à expliquer pourquoi la température d’ébullition augmente et pourquoi la température de congélation diminue.

Si deux solutions ont le même solvant et la même concentration en particules, elles ont tendance à présenter des effets colligatifs similaires dans les mêmes conditions. Si un soluté produit plus de particules en solution qu’un autre, l’effet peut être plus important. C’est pourquoi les électrolytes dissous provoquent souvent des variations plus grandes que les non-électrolytes pour une même quantité de soluté.

Comment la loi de Raoult relie la fraction molaire à la pression de vapeur

La loi de Raoult est le modèle de départ le plus simple pour la pression de vapeur d’une solution idéale.

Dans le cas courant d’un soluté non volatil dissous dans un solvant volatil,

$$P_{\text{solution}} = X_{\text{solvent}} P^0_{\text{solvent}}$$

Ici, $X_{\text{solvent}}$ est la fraction molaire du solvant et $P^0_{\text{solvent}}$ est la pression de vapeur du solvant pur à la même température.

Cette équation exprime une idée simple : si le solvant représente une fraction plus faible du liquide, moins de molécules de solvant sont disponibles à la surface pour s’échapper vers la phase vapeur, donc la pression de vapeur diminue.

Si les deux constituants sont volatils et que la solution se comporte de manière idéale, la loi de Raoult s’applique à chaque constituant séparément. Mais pour la plupart des premiers exercices de chimie, c’est surtout la version avec soluté non volatil qui compte.

Exemple résolu : utilisation de la loi de Raoult

Supposons qu’une solution aqueuse ait pour fraction molaire du solvant

$$X_{\text{water}} = 0.90$$

et que l’eau pure à la même température ait une pression de vapeur de

$$P^0_{\text{water}} = 23.8\ \mathrm{torr}$$

Si le soluté dissous est non volatil et que la solution est considérée comme idéale, la loi de Raoult donne

$$P_{\text{solution}} = X_{\text{water}} P^0_{\text{water}} = (0.90)(23.8) = 21.42\ \mathrm{torr}$$

La pression de vapeur de la solution est donc d’environ

$$21.4\ \mathrm{torr}$$

L’abaissement de la pression de vapeur est la différence entre le solvant pur et la solution :

$$\Delta P = 23.8 - 21.4 = 2.4\ \mathrm{torr}$$

C’est l’idée chimique essentielle. Une fraction molaire du solvant plus faible signifie une pression de vapeur plus faible. Cette même évolution aide à expliquer pourquoi les solutions peuvent présenter une élévation de la température d’ébullition et un abaissement de la température de congélation.

Comment ces trois idées s’articulent

Si vous voulez retenir une image simple, utilisez celle-ci :

• la concentration indique la quantité de soluté présente
• la fraction molaire est la mesure de concentration qui intervient directement dans la loi de Raoult
• le nombre de particules gouverne les effets colligatifs

Ce ne sont donc pas trois sujets séparés. Ce sont trois façons de voir le même système.

Erreurs fréquentes en chimie des solutions

Considérer toutes les unités de concentration comme interchangeables

Elles ne sont pas interchangeables. La loi de Raoult utilise la fraction molaire. De nombreuses relations sur la congélation et l’ébullition utilisent la molalité. Un problème de préparation de solution peut utiliser la molarité.

Oublier les conditions derrière le raccourci

La loi de Raoult n’est exacte que pour un comportement idéal dans la forme utilisée. Les relations les plus simples sur les propriétés colligatives fonctionnent aussi surtout pour les solutions diluées. Si la solution est concentrée ou fortement non idéale, le raccourci peut n’être qu’approximatif.

Confondre nombre de particules et quantité d’unités formulaires

Une mole de glucose dissous donne environ une mole de particules dans le modèle le plus simple. Une mole d’un électrolyte dissous peut conduire à davantage de particules s’il se dissocie. Cela modifie l’ampleur d’un effet colligatif.

Supposer que tout soluté est non volatil

Le schéma le plus simple pour la pression de vapeur suppose que le soluté ne contribue pas de manière significative à la vapeur. Si les deux constituants s’évaporent, le modèle doit être formulé avec plus de soin.

Où la chimie des solutions est utilisée

La chimie des solutions intervient dans la préparation au laboratoire, les problèmes de congélation et d’ébullition, l’osmose, les exemples d’antigel, le raisonnement sur la pression de vapeur, ainsi que dans de nombreux systèmes biologiques ou environnementaux impliquant des substances dissoutes.

Elle aide aussi à organiser d’autres thèmes de chimie. La solubilité indique si une solution peut se former dans des conditions données. La concentration indique combien de matière est dissoute. Les propriétés colligatives indiquent comment le comportement du solvant change une fois la solution formée.

Essayez un problème similaire de chimie des solutions

Modifiez l’exemple résolu en prenant une fraction molaire du solvant de $0.85$ au lieu de $0.90$, tout en gardant la même pression de vapeur du solvant pur. Calculez la nouvelle pression de vapeur, puis expliquez en une phrase pourquoi la pression a évolué dans ce sens.

Si vous voulez un autre cas, essayez votre propre version avec l’abaissement de la température de congélation ou des conversions de concentration, puis comparez quelle unité de concentration le problème exige réellement.