Propriétés colligatives des solutions et lois de Raoult

Notion de propriétés colligatives des solutions

Les propriétés colligatives sont les propriétés des solutions diluées qui dépendent uniquement du nombre de particules de soluté non volatile et non de sa nature chimique. Le rôle décisif est joué par le nombre de particules en solution et non par leurs caractéristiques individuelles. Les propriétés colligatives comprennent l'abaissement de la pression de vapeur saturante du solvant au-dessus de la solution, l'élévation de la température d'ébullition, l'abaissement de la température de congélation et la pression osmotique.

La base théorique de toutes les régularités quantitatives est le principe de Le Chatelier : lors de l'ajout d'un soluté, l'équilibre entre les phases liquide et gazeuse du solvant est déplacé, ce qui entraîne une modification des constantes physiques de la solution.

Première loi de Raoult

La pression de vapeur saturante du solvant au-dessus d'une solution de soluté non volatile est toujours inférieure à celle au-dessus du solvant pur à la même température. L'explication repose sur l'équilibre dynamique évaporation ⇌ condensation. Lorsqu'un soluté non volatile est ajouté au solvant, une partie des molécules de solvant est liée par le processus de solvatation et sort de l'équilibre. Selon le principe de Le Chatelier, l'équilibre se déplace vers la phase liquide — la condensation prédomine, c'est pourquoi la pression de vapeur diminue.

Quantitativement, l'abaissement de la pression de vapeur est proportionnel à la fraction molaire du soluté. C'est précisément la fraction molaire qui est utilisée dans la première formulation de la loi de Raoult.

Deuxième loi de Raoult : ébullition et congélation

La deuxième loi décrit la variation des températures de transition de phase :

• L'élévation de la température d'ébullition de la solution par rapport au solvant pur : ΔT_éb = i · E · m.
• L'abaissement de la température de congélation de la solution : ΔT_cong = i · K · m.

Ici, m est la concentration molale (mololes de soluté par 1 kg de solvant). La molalité est utilisée car elle ne dépend pas de la température, contrairement à la molarité qui varie en raison de la dilatation thermique de la solution.

E est la constante ébullioscopique, K est la constante cryoscopique. Ce sont des caractéristiques tabulées du solvant : pour l'eau, le cyclohexane, le naphtalène, le benzène, elles sont connues et dépendent uniquement de la nature du solvant.

Coefficient isotonique de van 't Hoff

Le coefficient isotonique i prend en compte la dissociation du soluté et indique en réalité en combien de particules se disloque l'unité formulaire en solution.

• Pour les non-électrolytes (glucose, saccharose, urée, acides aminés), i = 1.
• Pour les électrolytes forts, i est égal au nombre d'ions en lesquels l'unité formulaire se dissocie : NaCl → 2 (Na⁺ + Cl⁻), K₂SO₄ → 3 (2K⁺ + SO₄²⁻), AlCl₃ → 4.
• Pour les électrolytes faibles, i prend une valeur fractionnaire et dépend du degré de dissociation.

Plus i est grand, plus les effets colligatifs sont prononcés pour une même molalité.

Troisième loi : pression osmotique (loi de van 't Hoff)

Lors de la séparation de deux solutions de concentrations différentes par une membrane semi-perméable, le solvant passe spontanément vers la solution la plus concentrée. La pression qu'il est nécessaire d'appliquer pour arrêter ce flux est appelée pression osmotique.

Formule de van 't Hoff : π = i · C · R · T, où C est la concentration molaire (c'est la seule loi colligative utilisant la molarité), R est la constante universelle des gaz parfaits, et T est la température absolue en kelvins. L'osmose est à la base du turgescence des cellules végétales, du fonctionnement des reins et de la thérapie intraveineuse.

Exemples pratiques

• Salage de l'eau pour les pâtes : le sel élève la température d'ébullition, il est donc plus rationnel de saler l'eau après l'ébullition afin de ne pas dépenser d'énergie inutile pour le chauffage.
• Épandage de sel sur le verglas : la solution saline gèle à une température nettement inférieure à celle de l'eau pure, de sorte que la glace fond même à des températures extérieures négatives.
• Sèves des plantes en hiver : la forte concentration en sucres dans le suc cellulaire des arbres abaisse la température de congélation, protégeant les tissus contre la destruction par la glace lors des gelées.

Points clés

• Les propriétés colligatives dépendent uniquement du nombre de particules de soluté et non de sa nature.
• Première loi de Raoult : la pression de vapeur du solvant au-dessus de la solution est inférieure à celle au-dessus du solvant pur ; la fraction molaire est utilisée.
• La deuxième loi de Raoult relie le ΔT d'ébullition et de congélation à la molalité via les constantes E et K.
• La molalité est préférable à la molarité car elle ne dépend pas de la température.
• Le coefficient isotonique i reflète la dissociation : pour les non-électrolytes i = 1, pour les électrolytes forts il est égal au nombre d'ions.
• La loi de van 't Hoff décrit la pression osmotique : π = i·C·R·T, la seule loi utilisant la concentration molaire.
• Toutes les régularités colligatives reposent sur le principe de Le Chatelier.
• Illustrations de la vie quotidienne : sel sur les routes, ébullition d'eau salée, résistance au gel des sèves végétales.