Lectures pour cette section

Petrucci : Chapitre 13 (sections 1 – 6)

Introduction

Les solutions sont des mélanges homogènes de plus d’une substance. Le mot homogène implique que le mélange est une phase unique où les propriétés seront les mêmes quel que soit l’endroit où un échantillon est prélevé.

Nous pouvons confirmer qu’un mélange de plus d’un composant est une solution la plupart du temps en regardant simplement notre mélange. Si nous pouvons voir à travers le mélange (Clair) alors il est très probablement une phase unique, ce qui signifie une solution. Si le mélange est opaque, il y a probablement deux phases ou plus qui ne se mélangent pas entre elles et qui, par conséquent, diffusent la lumière, ce qui le rend trouble. Ainsi, le jus de pomme est une solution, tandis que le lait contient de l’eau, des gouttelettes d’huile et quelques solides du lait, tous en suspension mais ne se dissolvant pas les uns dans les autres. Nous pouvons mieux nous en rendre compte si nous laissons le lait non domogonisé reposer un moment. La crème (les huiles) remonte à la surface, laissant un liquide plus translucide (principalement de l’eau avec quelques solides en suspension, appelé lait de beurre). Avec un traitement physique supplémentaire (par exemple, une centrifugeuse), nous pouvons séparer encore davantage les composants du lait. Il est clair que le mélange que nous avons vu sous le nom de « lait » n’était pas une solution bien que certains de ses composants aient pu l’être (par exemple, plus d’un type d’huile dissous les uns dans les autres pour faire la partie huile de la crème.

Lorsque vous faites des observations de mélanges liquides dans un laboratoire, il est donc important d’indiquer la couleur (rouge, bleu, rose…) mais aussi la clarté (clair, opaque, trouble, laiteux…) de l’échantillon liquide que vous décrivez. Ainsi, le jus de pomme est une solution claire et jaune alors que le lait est un mélange opaque et blanc. L’observation de la clarté nous permet d’affirmer avec confiance que le jus de pomme est une phase unique et donc qu’il s’agit d’une solution alors que le lait n’est pas une phase unique et donc, ce n’est pas une solution unique.

Les solutions peuvent être solides, liquides ou gazeuses (les solutions liquides sont les plus intéressantes pour les chimistes).

Les solutions en phase gazeuse

Les solutions en phase gazeuse se forment facilement à partir de n’importe quel mélange de gaz puisque les molécules du gaz interagissent si rarement entre elles. Si le mélange de gaz ne réagit pas réellement, alors une solution en phase gazeuse se formera presque certainement (au moins à température et pression ambiantes)

Phase liquide

Dans la phase liquide, les molécules sont suffisamment proches pour que les forces intermoléculaires deviennent importantes. Dans cette phase, une solution ne se formera entre (disons) deux espèces A et B que si les forces intermoléculaires A—A, B—B et A–B sont approximativement les mêmes.

Par exemple, l’hexane et l’heptane sont deux liquides non polaires. Les forces intermoléculaires dans chacun de ces liquides purs sont principalement des forces de dispersion, dues à des dipôles temporaires. Ce sont des forces assez faibles. Cependant, les forces intermoléculaires qui existeraient entre l’hexane et l’heptane seraient aussi principalement de nature dispersive. Par conséquent, une solution liquide se forme. On dit que les deux liquides sont complètement miscibles l’un dans l’autre.

Si les forces d’une des molécules pour son propre genre sont beaucoup plus grandes que pour l’autre, une solution peut ne pas se former. Prenez, par exemple, l’eau et l’hexane. L’eau est une molécule polaire et en plus, elle se lie à d’autres molécules d’eau par des liaisons hydrogène. Ce sont deux des forces intermoléculaires les plus fortes (et les plus puissantes) (par rapport aux forces de dispersion). L’hexane, en revanche, ne peut être impliqué dans aucun de ces deux types d’interactions et ne se mélangera donc pas à l’eau. On dit que ces deux liquides sont immiscibles l’un dans l’autre.

Phase solide (cristaux)

En phase solide, non seulement les forces intermoléculaires sont très bien définies, mais les cristaux de solide forment des arrangements rigides d’atomes dont l’espacement est assez régulier. Pour qu’un deuxième type de molécule puisse s’insérer, il doit avoir une taille et une forme similaires à celles des molécules (ou atomes) hôtes.

Des « solutions » solides courantes de ce type peuvent être trouvées dans les pierres précieuses et dans les alliages métalliques, entre autres.

Composition des solutions:

Molarité

Il existe plusieurs méthodes courantes pour rendre compte de la composition des solutions auxquelles nous avons affaire. La méthode particulière que nous utilisons dépend largement de l’usage que nous en ferons. Dans la plupart des solutions relativement diluées où nous avons besoin de calculs rapides et faciles qui relient le nombre de moles en solution au volume, nous utilisons la molarité. La concentration, en molarité, peut être calculée comme suit :

\

où n = nombre de moles de soluté et V = volume de la solution. Cela nous donne une concentration en unités de :
M ≡ moles × Litres-1 ou mol × L-1.

Faites attention aux équations. Les élèves confondent souvent les symboles de variables utilisés dans les équations avec les symboles d’unités utilisés dans les calculs. Voici un exemple concret. L’équation ici ne comporte pas la lettre M comme variable. La lettre M majuscule est utilisée comme variable ailleurs pour représenter la masse molaire ; elle ne doit donc pas être utilisée dans cette équation pour représenter la concentration. La variable C est utilisée pour représenter la concentration de n’importe quelle unité et ici, CM représente la concentration en molarité. Le symbole des unités de concentration appelées molarité est un M majuscule en italique , que nous utilisons comme raccourci des unités entièrement écrites de moles de soluté par litre de solution (ou simplement mol/L),

Par exemple :

Un échantillon de 0,243 moles d’un composé sec en poudre est dissous dans 1,45 L d’un solvant liquide. Quelle est la concentration molaire de la solution ?

Nous pouvons utiliser l’équation ci-dessus pour résoudre cette question avec une mise en garde. Le volume dans l’équation est censé être des litres de solution mais le volume donné dans cet exemple est des litres du solvant. En règle générale, nous ne pouvons pas utiliser un volume à la place de l’autre. Dans ce cas, cependant, nous ajoutons une petite quantité d’un composé à un grand volume de liquide, donc bien que le volume du liquide ait dû changer, il n’a pas changé beaucoup. Si nous faisons l’hypothèse que le changement est négligeable, c’est-à-dire que le volume de la solution est égal au volume du solvant, alors nous pouvons continuer.

\

\

Nous aurions pu alternativement (ma préférence réelle) simplement trouver comment faire cela en utilisant l’analyse dimensionnelle. Puisque nous savons que les unités finales de concentration que nous voulons sont des moles par litre, nous divisons simplement le nombre de moles de soluté par le volume de la solution en Litres et presto ! même réponse sans équation à mémoriser.

Le seul inconvénient de l’utilisation de la molarité est que le volume du solvant n’est pas nécessairement le volume de la solution et donc, nous devons mesurer la quantité de soluté avant le mélange mais mesurer le volume de la solution après le mélange et ensuite calculer. Les concentrations molaires sont très utiles pour les expériences où l’on effectue des mesures volumétriques. Les titrages sont un excellent exemple d’expérience où la molarité est l’unité la plus pratique à utiliser. Dans un titrage, nous mesurons un volume de solution ajouté à partir d’une burette et nous pouvons rapidement calculer le nombre de moles que nous avons ajoutées.

\N

En conclusion, je le répète : utilisez l’analyse dimensionnelle pour trouver comment faire plutôt que de mémoriser ces équations. Une fois que vous comprenez les nombres réels que vous devez utiliser pour n et pour V, vous n’avez plus besoin de l’équation.

Molalité

Dans certains cas, il n’est pas facile de mesurer les volumes des solutions après mélange ou peut-être, ce n’est tout simplement pas important. Dans de tels cas, la molarité peut ne pas être un ensemble d’unités utile à utiliser. Un autre ensemble d’unités pour la concentration est la molalité. La molalité n’est pas une unité volumétrique et ne serait pas utile dans les situations où nous devons mesurer des volumes de solutions liquides. Cependant, elle est très utile dans les situations où nous devons simplement créer des solutions de concentrations connues. Les unités de molalité sont des moles de soluté par kilogramme de solvant. Nous utilisons le raccourci du m minuscule en italique pour molalité. Cet ensemble d’unités signifie que nous pouvons rapidement mesurer gravimétriquement le soluté et le solvant, les mélanger et obtenir une solution avec une concentration facilement calculée en unités de molalité.

Ici, Cm est la variable représentant la concentration en molalité (m minuscule) n est les moles de soluté, comme c’était le cas dans la définition de la molarité et la variable m est la masse de solvant (en kg).

Notez que la lettre m est utilisée de deux façons ici. En tant que variable, m représente la masse du solvant en kg, mais en tant qu’unité, m est le symbole de la molarité. L’unité associée à la variable de concentration Cm est m, qui est le raccourci représentant desmoles de soluté par kilogramme de soluté (ou simplement mol/kg).

Exemple:

Quelle est la concentration molaire d’une solution formée en ajoutant 0.213 g d’acide oxalique (COOH)2 à 1200 g d’eau ?

L’équation dont nous avons besoin est :

\

Nous avons besoin du nombre de moles, n, du soluté, l’acide oxalique. Nous pouvons utiliser la masse molaire de l’acide oxalique pour convertir g en moles d’acide oxalique.

\

Maintenant, nous pouvons calculer la concentration de la solution

\

Fraction molaire

Les échelles comme la molarité et la molalité ne sont utiles que dans le cas de solutions relativement diluées où l’une des espèces est clairement la plus abondante (appelée le solvant) et l’autre est en proportions relativement faibles (le soluté). La majeure partie de la gamme de concentration des solutions n’est pas accessible en utilisant ce type de teminologie. Que se passe-t-il si nous avons une solution composée d’un nombre égal de moles de A et B ? Lequel est le soluté ? Lequel est le solvant ?

Une mesure qui fonctionne pour n’importe quelle gamme de concentration et qui n’a pas besoin de distinctions soluté/solvant est la fraction molaire $\chi$ lorsque nous discutons de solutions qui se forment sur une large gamme de concentrations. Pour cette variable de concentration, nous utilisons la lettre grecque chi ( $\chi$, pas le X majuscule), qui est l’équivalent de notre lettre C. Cependant, nous ne faisons souvent pas la distinction

La fraction molaire d’un composant (i) dans un mélange de plusieurs composants (I est le nombre de composants) est définie comme

où $\chi_i$ est la fraction molaire du composant i, ni est le nombre de moles du composant i et $n_T\;=\;\sum_i^I n_i$ est le nombre total de moles dans la solution. La fraction molaire de chaque composant $\chi_i$ peut avoir une valeur comprise entre 0 et 1 où 0 signifie qu’il n’y a pas de composé i dans la solution et 1 signifie que la solution est composée à 100% du composé i. La somme de toutes les fractions molaires doit toujours être égale à un, $\sum_i^I \chi_i\;=\;1$ .

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Equilibre liquide-vapeur

Dans une solution idéale de deux composants A et B, les forces intermoléculaires entre les molécules A—A, B—B et A—B sont toutes identiques. En réalité, nous ne pouvons jamais obtenir ce résultat, mais nous pouvons trouver des solutions où les forces sont très proches de l’égalité. L’hexane et l’heptane sont un exemple de mélange qui forme des solutions presque idéales. Ces deux hydrocarbures « à chaîne droite » ont une masse moléculaire similaire (ils ont respectivement six et sept atomes de carbone). Ils sont tous deux non polaires et, par conséquent, ne peuvent interagir qu’en utilisant des forces intermoléculaires de type dispersion.

Considérez un mélange d’hexane (A) et d’heptane (B). Comme ces deux liquides sont volatils, on s’attend à ce que la solution ait elle aussi une pression de vapeur. La vapeur sera constituée d’un mélange des deux gaz. La pression totale de ce mélange, selon la loi de Dalton, est de :

P*Soln = pA + pB {somme des pressions partielles}

Pour les solutions idéales, on peut déterminer la composante de pression partielle dans une vapeur en équilibre avec une solution en fonction de la fraction molaire du liquide dans la solution. C’est la loi de Raoult :

pA = xAP*A et pB = xBP*B

En substituant dans la première équation, on obtient,

P*Soln = xAP*A + xBP*B ou
P*Soln = xAP*A + (1-xA)P*B
= P*B + xA(P*A – P*B )

De cette relation, nous voyons que la pression de vapeur d’une solution de A et B est une fonction linéaire de la fraction molaire de A (ou de B) où P*B est l’ordonnée à l’origine et P*A – P*B est la pente.

La vapeur qui s’accumule au-dessus de la solution aura une composition qui n’est pas nécessairement la même que celle du liquide. Le composant le plus volatil s’évapore plus facilement et aura donc une fraction molaire plus élevée dans la phase vapeur que dans la phase liquide.
Nous pouvons écrire

Fraction molaire de A en phase vapeur = yA

Fraction molaire de B en phase vapeur = yB

Nous pouvons calculer ces valeurs à partir des concentrations de la solution en utilisant la loi deDaulton comme suit .

La courbe de composition de la vapeur peut être tracée comme indiqué dans la figure ci-dessous. Il s’agit en fait de deux tracés, l’un (la ligne droite) est la pression de vapeur de la solution en fonction de la composition du liquide xA et l’autre, (la ligne courbe) est la même pression de vapeur de la solution, mais tracée en fonction de la composition de la vapeur yA. On peut considérer qu’elle tire la ligne du liquide vers la droite (vers le liquide A, plus volatil). Des lignes de liaison horizontales relient les deux courbes de telle sorte que pour toute pression de vapeur donnée, la composition du liquidexA et la composition de la vapeur correspondante yA peuvent être déterminées comme indiqué par les flèches sur les figures.

Normalement, on n’effectue pas d’expériences à température constante comme semblaient l’indiquer les deux figures précédentes et la discussion correspondante. Faire cela impliquerait des appareils compliqués de mesure de la pression, des récipients rigides scellés et des appareils à température constante. Nous pouvons beaucoup plus facilement effectuer une mesure de la température à une pression fixe (disons un bar) en fonction de la fraction molaire. Nous obtiendrions ainsi un graphique du point d’ébullition de la solution en fonction de la fraction molaire de la solution. À cela, nous pouvons ajouter un graphique de la composition de la vapeur. Cette courbe peut être calculée en utilisant des concepts similaires à ceux discutés ci-dessus pour le cas de la température constante. La courbe résultante (vue ci-dessous) est décalée vers la composante de pression de vapeur la plus élevée, tout comme dans le diagramme ci-dessus.

Dans ce cas, puisque nous savons déjà que la pression de vapeur n’est pas une fonction linéaire de la Température (c.f. l’équation de Clausius-Clapeyron), nous ne nous attendons pas à un graphique linéaire du point d’ébullition en fonction de la composition. Cependant, pour une solution idéale, la courbure de la ligne n’est que légère.

Explorons plus en détail la ligne d’égalité. Le graphique de « T vs fraction molaire A » ci-dessus comporte trois régions.

1. Au-dessus des courbes, se trouve une phase unique. A toute condition de température et de fraction molaire, tous les composants sont en phase vapeur.
2. Au-dessous de la courbe, est une phase unique. A toute condition de température et de fraction molaire en dessous des courbes, tous les composants sont en phase liquide.
3. Toute situation de température/composition entre les deux lignes, il y a deux phases en équilibre l’une avec l’autre. L’une est une phase gazeuse avec des fractions molaires de composants yi. L’autre est une phase liquide avec des fractions molaires de composants xi.

Pour toute configuration expérimentale qui a un point de température/composition qui se trouve entre les deux phases, nous pouvons calculer les quantités relatives (nombre total de moles) des deux phases en utilisant les longueurs relatives des segments de ligne de liaison de chaque côté du point. Le diagramme ci-dessous est un agrandissement de la région de la ligne de jonction de la figure précédente ; la ligne bleue représente la composition de la solution liquide, la ligne verte la composition de la vapeur. L’axe vertical est la température et l’axe horizontal est la fraction molaire du composant A dans un mélange à deux composants de A et B. La ligne verticale violette représente la fraction molaire globale du système (phase liquide et phase vapeur). La position verticale de la ligne de liaison représente la température du système.

Selon la règle du levier (qui a d’abord été développée pour des leviers réels mais qui fonctionne ici aussi), la longueur du segment multipliée par le nombre de moles du segment pour un côté est égale à la longueur multipliée par les moles de l’autre côté.

n1 × L1 = n2 × L2

en réarrangeant un peu cela, on peut déterminer le rapport entre les moles de liquide n1 et les moles de vapeur n2 en utilisant les longueurs L1 et L2 comme suit :

\

Cela prend tout son sens si on regarde le graphique. Si L1 est plus courte que L2 (comme illustré), alors la composition globale du système est plus proche de celle de la phase liquide que de celle de la phase vapeur. Cela signifie que la plupart des moles de matière sont dans la phase liquide.

Exemple : on laisse un système fermé contenant deux liquides miscibles volatils A et B atteindre l’équilibre. Le nombre total de moles du système est de 1,32 moles. A l’équilibre, 0,36 moles se trouvent dans la phase vapeur. Quel est le rapport des longueurs des segments de droite L1 et L2 dans un diagramme à lignes liées tel qu’illustré ci-dessus ?

moles de liquide (n1) = nombre total de moles (nT)-moles de vapeur (n2)

n1 = 1.32 mol – 0,36 mol = 0,96 mol.

\

\

Donc, le rapport des deux longueurs de segments de droite sera de 2,66. Ou encore, L2 est 2,66 fois plus long que L1.

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Distillation

Si nous devions recueillir toute la vapeur au-dessus du liquide au point d’ébullition, puis la condenser, nous aurions un liquide plus riche en composant le plus volatil que la matière de départ. Si nous faisons bouillir à nouveau ce liquide, nous augmentons à nouveau le composant le plus volatil dans le distillat résultant. En répétant les étapes d’ébullition, de condensation et de nouvelle ébullition, nous pouvons finalement séparer complètement les deux composants. Cela nécessiterait cependant un nombre infini d’étapes.

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Azéotropes

Nous avons une situation plus compliquée dans le cas de deux liquides, A et B, qui se mélangent complètement mais où les forces des forces intermoléculaires diffèrent significativement. Il y a deux possibilités :

1. La moyenne des forces intermoléculaires dans la solution est plus forte que dans les liquides individuels
2. La moyenne des forces intermoléculaires dans la solution est plus faible que dans les liquides individuels.

Puisque les forces intermoléculaires qui maintiennent un liquide ensemble déterminent la pression de vapeur (et donc le point d’ébullition d’un liquide), nous pouvons prédire que dans le premier cas (1), le point d’ébullition attendu de la solution devrait être plus élevé que celui de l’un ou l’autre des liquides purs tandis que dans le second cas (2), la solution bouillira à une température plus basse que le point d’ébullition de l’un ou l’autre des deux liquides purs.

Considérez une solution de benzène et d’éthanol. Le benzène et l’éthanol sont totalement miscibles mais les forces intermoléculaires dans la solution sont inférieures à celles des liquides individuels. Comme les forces qui retiennent les molécules sont moindres, l’énergie (la température) nécessaire pour briser ces forces est moindre. Ainsi, nous nous attendons à ce qu’il y ait un minimum dans la courbe du point d’ébullition (voir la figure ci-dessous). Au point d’ébullition minimum de la solution (fraction molaire d’éthanol = 0,46), nous constatons également que la composition de la vapeur est identique à celle du liquide. On parle alors de mélange azéotropique et le point particulier sur la courbe d’ébullition est appelé azéotrope.

Un azéotrope à ébullition maximale se produit lorsque les forces intermoléculaires du mélange sont plus fortes que les liquides individuels. Il en résulte un mélange avec un point d’ébullition plus élevé (pression de vapeur plus faible) que l’individu. Dans ce cas, les vapeurs en équilibre avec le liquide ont des compositions s’éloignant de la composition du mélange azéotropique, vers le liquide pur.

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Equilibre solide liquide

Si vous refroidissez suffisamment une solution, elle va geler. En laissant la congélation se produire assez lentement et le solide qui cristallise sera pur. La température à laquelle la solution commence à geler dépend de la composition de la solution. Prenons, par exemple, un mélange d’acide acétique et d’eau. L’eau pure gèle à 0ºC et l’acide acétique pur gèle à +16,6ºC. Pour les besoins de l’illustration suivante, je souhaite préciser la distinction entre le mot état et le mot phase.

• Un état est l’un des trois états, solide, liquide ou gazeux. Aucune distinction n’est donnée quant à la matière dans cet état.

• Une phase représente un état où la composition de la matière dans cet état est spécifiée.

Le diagramme de phase ci-dessus montre quatre régions différentes codées par couleur.

• La zone jaune est une solution liquide monophasée.
• La zone bleue représente une région monophasée mais biphasée où des cristaux de glace solide et d’acide acétique solide sont mélangés (peut être une solution solide ou non, supposez que non).
• La zone rouge représente un équilibre à deux états entre la glace solide pure et une solution où la composition de la solution pour toute température donnée est représentée par la position de la ligne qui sépare les zones rouge et jaune.
• La zone violette représente un équilibre à deux états entre l’acide acétique solide pur et la solution dont la composition (pour toute température donnée) est représentée par la position de la ligne qui sépare les zones violette et jaune.

L’intersection entre la frontière rouge-jaune et la frontière violet-jaune représente le point eutectique. Cela représente la composition du point de fusion le plus bas pour cette solution. Pour l’acide acétique, l’eau, ce point se situe à une température de -26,7ºC. En dessous de cette température, tout mélange de glace et d’acide acétique est solide.

Ce diagramme peut être utilisé pour expliquer plusieurs types de phénomènes.

Supposons qu’une solution liquide de avec une fraction molaire d’acide acétique = 0,1 soit refroidie lentement, en partant de la température ambiante. Quelles transitions de phase vont se produire au fur et à mesure du refroidissement. Suivez la ligne verticale (marquée d’un astérisque) à x = 0,1.

• Le premier changement de phase se produit à la température correspondant au point où la ligne verticale passe dans la zone rouge. À cette température, la glace commence à cristalliser hors de la solution. Cela élimine l’eau de la solution, ce qui la rend plus concentrée en acide acétique. Par conséquent, le point de congélation s’abaisse. Ce, processus se poursuit à mesure que la température est abaissée de telle sorte que la composition de la solution suit la frontière rouge-jaune jusqu’au point eutectique.
• Au-dessous du point eutectique, la glace et l’acide acétique solide cristallisent.

Nous utilisons ces propriétés dans nos expériences quotidiennes, par exemple, dans les radiateurs des automobiles, nous mettons un mélange d’éthylène glycol et d’eau. Les bonnes proportions de ces deux composés peuvent donner une solution qui gèle à des températures aussi basses que -50ºC. Même si elle gèle, elle le fera lentement, en abaissant le point de congélation et en créant un mélange gluant plutôt qu’une seule phase solide. Ainsi, même à des températures extrêmement froides, comme celles que l’on trouve dans le nord du Canada, le mélange « liquide de refroidissement » du radiateur circulera dans le moteur et ne le bouchera pas.

Regardez à nouveau le diagramme. Si nous faisons une expérience à 10ºC (en dessous du point de fusion de l’acide acétique pur) dans laquelle nous commençons avec de l’eau pure et ajoutons lentement des cristaux d’acide acétique, nous pouvons suivre la progression le long de la ligne pointillée bleue.

Au début, l’acide acétique se dissout dans l’eau. Au fur et à mesure que la proportion d’acide acétique augmente, nous atteignons le point où la ligne pointillée traverse la région violette. Au-delà de la frontière violet-jaune, nous verrions des cristaux d’acide acétique dans le fond du bécher. La solution est saturée (à l’équilibre) et quelle que soit la quantité d’acide acétique solide que nous ajoutons dans le bécher, il n’y aura plus d’augmentation nette de la quantité qui se dissoudra. Cependant, si nous élevons la température à la température ambiante, nous verrons le reste de l’acide acétique se dissoudre en repassant dans la région jaune du diagramme de phase. Par conséquent, nous pouvons utiliser le diagramme pour déterminer la solubilité (concentration à l’équilibre) de l’acide acétique dans l’eau pour toute température particulière.

Tous les diagrammes de phase de ce type présentent les mêmes caractéristiques. Les liquides purs ont des points de fusion caractéristiques et le point eutectique représente la composition la plus basse du point de fusion de la solution. Il y a toujours les mêmes quatre régions et toujours, on peut expliquer les processus de congélation/dissolution à l’aide de ces diagrammes.

En chimie organique, nous utilisons souvent les propriétés des solutions pour savoir si nous avons bien séparé un composé souhaité. Par exemple, dans les expériences de synthèse, que vous faites au laboratoire, vous testez la pureté des cristaux que vous fabriquez en mesurant leur point de fusion. Si vos cristaux fondent à la bonne température à une température bien définie, alors vos cristaux sont probablement proches de la pureté. Si, par contre, ils fondent sur une grande plage de température ou bien en dessous du point de fusion correct, vous pouvez être sûr que vos cristaux ne sont pas très purs.

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Solubilité

Parfois, les composants que l’on mélange pour former les solutions ont des points de fusion très différents. Prenons par exemple le mélange d’eau et d’un sel tel que le KCl. Le sel fond à une température très élevée (770 ºC). La seule partie du diagramme de phase qui nous intéresse est celle représentée sur la figure ci-dessus. Les quatre mêmes régions sont visibles, comme nous l’avons remarqué dans le diagramme de phase eau/acide acétique. Cependant, dans ce cas, nous ne considérons que des concentrations relativement faibles de KCl dans l’eau.

Suivons à partir de (gauche à droite) la ligne horizontale représentant la température ambiante. Lorsque nous ajoutons du sel à notre eau, le sel se dissout d’abord. Le sel continuera à se dissoudre tant que la concentration sera dans la zone jaune. Finalement, le sel ne se dissout plus, il se dépose simplement au fond du bécher. La concentration de la solution qui existe en équilibre avec le sel solide est représentée par l’intersection de la ligne horizontale avec la ligne de bordure violet-jaune. Il s’agit de la solubilité du sel en fraction molaire. Nous mesurons normalement la solubilité en moles de soluté par litre de solution. Nous pouvons facilement convertir la fraction molaire déterminée ici en unités plus courantes, comme la molarité. Nous pouvons facilement voir que lorsque la température de la solution augmente, la solubilité augmente également.

Nous pouvons également voir que lorsque le sel est ajouté à l’eau, tout comme dans le cas précédent, le point de fusion de l’eau est abaissé. Par conséquent, l’ajout de sel à la glace sur les trottoirs et les routes abaisse le point de fusion et (avec un peu de chance) la glace fond. Dans de nombreuses régions du Canada, comme la Saskatchewan, la température en hiver est souvent bien inférieure au point où le sel sera utile (~-20ºC) et, par conséquent, on l’utilise rarement à cet endroit.

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La loi de Henry

Les expériences courantes nous disent que les gaz se dissolvent aussi dans les liquides. Par exemple, les poissons peuvent vivre sous l’eau en séparant l’oxygène dissous de l’eau à l’aide de leurs branchies. Si l’eau devient stagnante et que la teneur en oxygène dissous est réduite en raison d’un manque d’aération (mélange avec l’air), de nombreuses espèces de poissons ne peuvent pas y vivre. D’autres espèces ont développé des mécanismes d’adaptation spéciaux pour faire face aux faibles niveaux d’oxygène… Mais c’est une autre histoire.

Nous voyons également l’effet du gaz dissous dans le liquide chaque fois que nous ouvrons une boisson gazeuse. La boisson contient du dioxyde de carbone dissous et pendant que la canette (ou la bouteille) est fermée, la pression du gaz au-dessus du liquide est en équilibre avec la solution de gaz dissous. Il s’agit, bien sûr, de la pression de vapeur du CO2 dans la solution. Lorsque la boîte est ouverte, le CO2, dont la pression de vapeur est supérieure à la pression ambiante normale, est libéré dans l’atmosphère et le liquide se met à bouillonner car le CO2 dissous commence à repasser en phase gazeuse. Si on secoue la canette avant de l’ouvrir, la pression du CO2au-dessus du liquide augmente sensiblement, pourquoi ?

On peut voir à partir de cet ensemble d’observations que la quantité de gaz dissous dans un liquide dépend de deux choses. La première est la pression partielle du gaz au-dessus du liquide. La seconde est la vitesse de dissolution/évolution du gaz.

Nous allons nous préoccuper uniquement de la première option et supposer que suffisamment de temps s’est écoulé pour atteindre l’équilibre.

La loi de Henry exprime mathématiquement ce que nous avons vu expérimentalement,

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