Physique 2

Par Onesmus MUNYATI

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Chimie

^{Physique 2}

Note

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I. Chimie physique 2 ____________________________________________ 3 II. Prérequis / connaissances préalables nécessaires ___________________ 3 III. Volume horaire / temps _______________________________________ 3 IV. Matériel didactique ___________________________________________ 4 V. Justification / importance du module _____________________________ 4 VI. Contenu ___________________________________________________ 5 6.1 Aperçu du module _______________________________________ 5 6.2 Contour / grandes lignes __________________________________ 5 6.3 Représentation graphique _________________________________ 6 VII. Objectifs généraux __________________________________________ 7 VIII. Objectifs spécifiques d'apprentissage ___________________________ 7 IX. Activités d'enseignement et d'apprentissage _______________________ 9 X. Activités d'apprentissage _____________________________________ 15 XI. Glossaire des concepts clés ___________________________________ 92 XII. Liste des lectures obligatoires _________________________________ 96 XIII. Liste complète des ressources multimédia optionnelles ___________ 100 XIV. Liste complète des liens utiles _______________________________ 102 XV. Synthèse du module _______________________________________ 112 XVI. Évaluation sommative _____________________________________ 113 XVII. Références _____________________________________________ 118 XVIII. Notes pour l'évaluation de l'étudiant _________________________ 119 XIX. Auteur du module ________________________________________ 119

Table des maTières

i. Chimie physique 2

Par le Dr Onesmus M. Munyaki

ii. Prérequis / connaissances préalables nécessaires

Avant d’entamer le présent module, l’apprenant doit bien connaître les concepts suivants qui ont été traités dans les modules 2 et 3 : la thermodynamique chimique, la chimie des solutions et les réactions d’oxydoréduction.

L’apprenant doit être en mesure de :

- Distinguer les termes employés pour discuter à propos des différentes so- lutions; par exemple, connaître la différence entre les solutions saturées et sursaturées

- Décrire les facteurs qui affectent la solubilité et le degré de dissolution - Expliquer ce que sont les propriétés colligatives des solutions et faire les

calculs nécessaires dans des problèmes en lien avec le sujet

- Faire la distinction entre les différentes unités de concentration et savoir bien les utiliser

- Différencier les processus exothermiques et endothermiques

- Effectuer des calculs stœchiométriques mettant en jeu des variations de cha- leur

- Prédire de manière qualitative et de manière quantitative la spontanéité des processus physiochimiques en se basant sur l’enthalpie, l’entropie et l’énergie libre de Gibbs

- Écrire les réactions équilibrées d’oxydoréduction; effectuer des expériences et des calculs reliés aux réactions d’oxydoréduction

iii. Volume horaire/temps

120 heures

Temps approximatif consacré à chacun des thèmes Unité I : Les solutions (20 heures)

Unité II : Les colloïdes (15 heures)

Unité III : L’équilibre des phases (15 heures) Unité IV : L’électrochimie (20 heures)

Unité V : Introduction à la chimie nucléaire (30 heures)

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iV. matériel

Pour pouvoir faire l’ensemble de ce module, la connectivité est essentielle puisqu’elle servira à :

- accéder aux activités d’apprentissage en ligne

- accéder aux évaluations en ligne (quiz, tests, travaux et expériences) - participer aux interactions multimédia (y compris les vidéoconférences) - profiter de la bibliothèque virtuelle (e-Library) ainsi que des bases de don-

nées

- participer aux discussions interactives en groupe et aux sessions de clavar- dage

- accéder à une bibliothèque et à un centre d’enseignement individualisé - accéder au matériel de référence et aux manuels recommandés (sites Internet

qui contiennent du matériel didactique)

V. Justification / importance du module

Le module « Chimie physique 2 » porte sur cinq domaines de la chimie physique qui sont importants dans plusieurs aspects de notre vie. Ces domaines sont : les so- lutions, les colloïdes, l’équilibre des phases, l’électrochimie et la chimie nucléaire.

Premièrement, les solutions sont souvent nécessaires afin de faciliter plusieurs réac- tions chimiques dans les processus vitaux ou dans les industries. Deuxièmement, les colloïdes ont de nombreuses applications dans les industries (pour les produits pharmaceutiques, la nourriture et les boissons, les peintures, les adhésifs, les cos- métiques, l’encre, etc.). Troisièmement, plusieurs substances existent sous plusieurs états physiques; les états les plus communs sont : l’état solide, l’état liquide et l’état gazeux. Chacune de ces phases a des propriétés physiques particulières. Quatrième- ment, l’électrochimie nous permet de comprendre certains processus biologiques.

Les applications de l’électrochimie sont aussi très diversifiées et ont une grande im- portance économique. De plus, plusieurs processus vitaux impliquent des réactions électrochimiques. La corrosion du fer, le blanchiment des taches et la photosynthèse sont des exemples de réactions électrochimiques. Cinquièmement, même si les noyaux de plusieurs isotopes sont stables, quelques uns d’entre eux sont instables et subiront des « réactions nucléaires ». De telles réactions peuvent être utiles pour générer de l’énergie ou pour la médecine nucléaire, mais elles peuvent aussi être dangereuses dans le cas des armes de destruction massive - les armes nucléaires.

Vi. Contenu

6.1 Aperçu du module

Ce module approfondit les concepts introduits dans le module « Chimie physique 1 ». Le module de Chimie physique 1 portait principalement sur la théorie cinétique moléculaire, la thermodynamique et la cinétique chimique. Le module de Chimie physique 2, quant à lui, a trait aux solutions et colloïdes, à l’équilibre des phases, à l’électrochimie et à la chimie nucléaire. En ce qui concerne les solutions, nous exa- minerons essentiellement le comportement des mélanges homogènes qui mettent en jeu des substances pures. Nous allons aussi étudier les colloïdes, qui diffèrent des solutions uniquement en termes de dimensions du soluté. La partie sur l’équilibre des phases est consacrée aux transformations physiques des substances pures. Les concepts d’énergie et d’entropie seront appliqués à l’équilibre physique entre les phases d’une ou de plusieurs substances pures, et ce, dans différentes conditions de température et de pression. En électrochimie, nous nous concentrerons sur les systèmes chimiques qui impliquent le transfert d’électron ou d’espèces chargées, c’est-à-dire les réactions d’oxydoréduction. Enfin, la chimie nucléaire étudie les processus qui sont associés au noyau. Les noyaux de certains isotopes sont instables et subissent la désintégration spontanée en émettant des rayonnements ionisants et non-ionisants. Nous allons examiner pourquoi certains processus nucléaires se produisent et comment de tels processus peuvent être gérés dans le cadre d’applications pacifiques.

6.2 Contour / grandes lignes

Unité I : Les solutions (20 heures) - Types de solutions

- Propriétés physiques des solutions

- Forces intermoléculaires et processus de dissolution - Solutions idéales

- Effets de la température et de la pression sur la solubilité - Propriétés colligatives

Unité II : Les colloïdes (15 heures) - Classification des colloïdes

- Préparation et purification des colloïdes - Stabilité des colloïdes

- Propriétés des colloïdes

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Unité III : Équilibre des phases (15 heures) - Les composants

- Degrés de liberté

- Règle des phases de Gibbs - Diagrammes de phases

- Système à composants multiples Unité IV : Électrochimie (20 heures)

- Cellule électrochimique - Potentiel d’électrode

- Énergie libre et potentiel de cellule

Unité V : Introduction à la chimie nucléaire (30 heures) - Phénomène de la radioactivité

- Taux de désintégration radioactive - Stabilité nucléaire

- Interaction du rayonnement avec la matière 6.3 Représentation graphique

Physical Chemistry 2

Solutions

Colloids

Equilibrium of Phases

Electrochemistry

Introduction to Nuclear Chemistry Équilibre des phases

Introduction à la chimie nucléaire

Électrochimie Les colloïdes Les solutions Chimie physique 2

Vii. Objectifs généraux

À la fin de ce module, l’apprenant doit être en mesure de :

- Expliquer les forces motrices dans les processus de dissolution - Expliquer l’effet de la température et de la pression sur la solubilité - Fournir une explication thermodynamique du phénomène de mélange - Définir et expliquer les propriétés colligatives des solutions

- Définir et expliquer l’état colloïdal

- Expliquez les facteurs qui influencent la stabilité colloïdale - Dessiner et expliquer des diagrammes de phases simples

- Utiliser le concept des réactions d’oxydoréduction pour expliquer les réactions électrochimiques

- Prédire la spontanéité d’une réaction lorsque les potentiels de réduction stan- dards sont connus

- Utiliser le potentiel de cellule pour déterminer la constante d’équilibre d’une réaction

- Expliquer le phénomène de la radioactivité

- Expliquer pourquoi certains éléments sont stables alors que d’autres ne le sont pas

- Effectuer des calculs reliés au phénomène de la radioactivité

Vii. Objectifs spécifiques d’apprentissage (objectifs pédagogiques)

Unité I : Les solutions

À la fin de cette unité, l’apprenant doit être en mesure de...

- Définir et expliquer la nature des solutions

- Identifier et distinguer les différents types de solutions

- Prédire si deux substances vont se mélanger afin de former une solution en comparant les forces intermoléculaires impliquées

- Comprendre et expliquer les effets de la température, de la pression et de la polarité des solvants/solutés sur la solubilité

- Tenir compte des propriétés colligatives des solutions et effectuer des calculs qui font appel à ces propriétés

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Unité II : Les colloïdes

À la fin de cette unité, l’apprenant doit être en mesure de...

- Décrire les propriétés des systèmes colloïdaux - Différencier les types de systèmes colloïdaux

- Expliquer les facteurs qui affectent la stabilité des colloïdes

- Décrire et expliquer les diverses propriétés des colloïdes, comme la diffusion, l’osmose, la viscosité et les propriétés électriques

Unité III : Équilibre des phases

À la fin de cette unité, l’apprenant doit être en mesure de...

- Expliquer les concepts de vaporisation, d’ébullition, de pression de vapeur et dire comment ces phénomènes sont affectés par des variables de température et de pression; savoir interpréter des diagrammes de phases

- Calculer toutes les quantités pertinentes dans les diagrammes binaires de phases d’équilibre : nombre de phases, composition des phases

- Interpréter la règle des phases de Gibbs Unité IV : Électrochimie

À la fin de cette unité, l’apprenant doit être en mesure de...

- Décrire et expliquer une cellule électrochimique

- Représenter les cellules voltaïques par des diagrammes et par de courtes notations

- Utiliser le concept des potentiels de réduction pour expliquer les réactions qui se produisent à l’anode et à la cathode

- Expliquer le potentiel de réduction et faire appel à celui-ci pour prédire la spontanéité des réactions chimiques

- Faire le lien entre la force électromotrice (f.é.m.) et l’énergie libre de Gibbs Unité V : Chimie nucléaire

À la fin de cette unité, l’apprenant doit être en mesure de...

- Décrire et expliquer la nature de la radioactivité

- Nommer les différents types d’émissions radioactives et énoncer les propriétés des rayons émis

- Effectuer des calculs en utilisant la loi de la désintégration radioactive - Expliquer la relation entre la masse et l’énergie et résoudre des problèmes en

lien avec l’équivalence masse-énergie

iX. activités d’enseignement et apprentissage

9.1 Pré-évaluation

Voici une pré-évaluation qui mesure la compréhension des principes fondamentaux en matière de solutions, de colloïdes, d’équilibres des phases, d’électrochimie et de chimie nucléaire.

Justification

Pour que l’apprenant puisse effectuer les activités de ce module avec succès, certaines connaissances préalables sont nécessaires. Cette pré-évaluation permet à l’appre- nant de prendre conscience de son niveau de préparation par rapport aux sujets qui seront traités. Les questions constituent une évaluation des connaissances acquises précédemment, par exemple les principes des solutions, l’équilibration des équations d’oxydoréduction, la thermodynamique. Ces questions sont en lien avec les concepts qui sont la clé de la compréhension des solutions, des phases d’équilibres, des réactions qui impliquent des transferts de charge et des réactions de niveau subatomique.

Questions

1. Quelle est, parmi les substances suivantes, celle qui exerce la plus haute pression?

Donnez la ou les raisons qui justifient votre réponse.

(a) 1 mole de N₂ à 273 K dans 11,2 dm^–3 (b) 1 mole de N₂ à 300 K dans 22,4 dm^–3 (c) 1 mole de H₂O à 300 K dans 1 dm^–3

(d) 1 mole de C₄H₁₀ à son point d’ébullition normal

2. Comment, selon vous les substances données ci-dessous se comporteront dans les solvants indiqués (bref, forte ou faible solubilité)?

(a) HCl dans H₂O (b) HF dans H₂O (c) S₈ dans H₂O.

(d) NaNO₃ dans l’hexane, C₆H₁₄

3. Considérez les deux ensembles de mélanges suivants : (a) de l’eau mélangée à du méthanol (ce mélange obéit à la loi de Raoult); (b) de l’eau mélangée à du propan- 1-ol (ce qui forme un mélange azéotropique). Avec les informations données, tracez des diagrammes schématiques appropriés pour illustrer le comportement de ces mélanges en utilisant des courbes de pression de vapeur/composition.

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4. Soit les informations suivantes sur l’ammoniac : Point d’ébullition : 240 K

Point de fusion : 195,0 K Point triple : 194,9 K

Dessinez le croquis d’un diagramme illustrant les changements de phases en faisant ressortir les points importants.

5. Équilibrez la réaction d’oxydoréduction suivante en utilisant la méthode ion- électron en milieu acide.

Br^– (aq) +

MnO

( aq )

6. Lorsque 193 C d’électricité passent à travers un métal fondu, 1,0 x 10^–13 mol d’atomes se déposent sur la cathode. Quel pourrait être le métal déposé sur la cathode?

(a) Cu (b) Pb (c) Ag (d) Zn

7. Quel est, parmi les rayonnements suivants celui qui est non-particulaire?

(a) alpha (b) bêta (c) neutron (d) gamma

8. Quel élément du groupe 18 est naturellement radioactif et n’a pas d’isotope stable?

(a) Ar (b) Kr (c) Xe (d) Rn

9. Soit la réaction :

énergie He

H H

2

1

+ → +

Quel processus cette réaction représente-t-elle?

(a) fission (b) fusion

(c) transmutation artificielle (d) désintégration alpha

10. Combien de jours faudra-t-il pour qu’un échantillon de 12 grammes de ¹³¹₅₃

I

I

(a) 8,0 (b) 16 (c) 20 (d) 24

Corrigé

1. La solution de ces problèmes prend en compte les propriétés et l’état des subs- tances par rapport à la pression. Les substances (a) et (b) sont des gaz. On peut comparer leur pression en utilisant pV = nRT et en effectuant un calcul.

(a) 2,02x10 Pa

m 10 x 11,2

K 273 x K mol J 8,314 x mol

P 1 _{3 3} ⁵

_1 1

=

= ₋

−

(b)

1.11 x 10 P a

m 10 x 22.4

K 300 x K mol J 8.314 x mol

P 1

_1 1

=

=

−

(c) et (d) Il s’agit de liquides à une température et à une pression données. Dans le cas de (d), à son point d’ébullition normal, la pression de vapeur est de 1,01 x 10⁵ Pa.

2. (a) Étant donné que les deux substances sont des molécules covalentes polaires, la solubilité est forte.

(b) Étant donné que les deux substances sont des molécules covalentes polaires capables de former des liaisons hydrogène, la solubilité sera forte.

(c) Vu que S₈ est une molécule covalente non polaire que l’on a placé dans H₂O (qui est très polaire), la solubilité sera faible.

(d) On s’attend à ce que la solubilité soit faible puisque NaNO₃ est un solide ionique et que C₆H₁₄ est un solvant non polaire.

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3.

a) b)

4.

5. La solution s’obtient en suivant les étapes suivantes :

Étape 1 : Assigner des états d’oxydation

Br^– (aq) +

MnO

( aq )

Étape 2 : Équilibrer les atomes autres que O et H dans les demi-réactions 2Br^– (aq) → Br₂ (g) réaction d’oxydation

)

4

( aq

MnO

Étape 3 : Équilibrer le O et le H

2Br^– (aq) → Br₂ (g)

)

4

( aq

MnO

Étape 4 : Équilibrer les charges

2Br^– (aq) → Br₂ (g) + 2e^–

)

4

( aq

MnO

Étape 5 : Équilibrer les électrons

5 x [2Br^– (aq) → Br₂ (g) + 2e^–]

2 x [

MnO

( aq )

ce qui nous donne :

10Br^– (aq) →5 Br₂ (g) + 10e^–

)

(

2 MnO

aq

Étape 6 : Additionner les demi-réactions

) (

2 MnO

aq

6. Nous commençons par calculer le nombre d’électrons qui sont passés, sachant que la charge électrique par mole des électrons, c’est-à-dire la constante de Faraday : F = 96 485 C/mol e^–.

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1 - 3 - 1

- 2 x 10 mol

mol C 500 96

C

193 =

Par conséquent, la charge exercée sur le métal est de :

mol 2 10 x 1

mol 10 x 2

1 - 3 -

-1 -3

+

=

Le métal pourrait être Cu/Cu²⁺, Pb/Pb²⁺ ou Zn/Zn²⁺, mais ne pourrait pas être Ag⁺

7. (d) gamma 8. (d) Rn 9. (b) fusion

10. La désintégration radioactive obéit à la cinétique de premier ordre selon la- quelle

jours 07 , 8 t₂¹ =

La constante de désintégration, λ, est calculée pour

ë 0,693 jours

07 , 8

t

= =

λ = 0,086 jour^–1

En utilisant l’équation de vitesse intégrée,

- 0.086 x t 12.0

ln 1.5 =

En résolvant pour t, t = 24 jours

Commentaire pédagogique destiné aux apprenants

Cette pré-évaluation a pour but d’évaluer si l’apprenant est prêt à étudier ce module et à le terminer avec succès. L’évaluation touche aux principes de base comme ceux qui sont en lien avec les forces intermoléculaires et à l’équilibration des équations d’oxy- doréduction. Les apprenants reverront brièvement ces principes au cours du module.

Enfin, l’évaluation de concepts qui peuvent sembler nouveaux pour les apprenants, par exemple, l’équilibration de réaction nucléaire, est incluse. L’apprenant qui obtient un résultat inférieur à 60 % devrait relire la section à propos des prérequis/connaissances préalables et réviser les concepts énumérés dans cette section.

X. activités d’apprentissage

Activité d’apprentissage # 1

Titre de l’activité d’apprentissage : Les solutions

Objectifs d’apprentissage spécifiques

À la fin de cette unité, l’apprenant devrait être en mesure de...

- Définir et expliquer la nature des solutions

- Identifier et distinguer les différents types de solutions

- Prédire si deux substances vont se mélanger afin de former une solution en comparant les forces intermoléculaires impliquées

- Comprendre et expliquer les effets de la température, de la pression et de la polarité des solvant/soluté sur la solubilité

- Tenir compte des propriétés colligatives des solutions et effectuer des calculs qui font appel à ces propriétés

Résumé de l’activité d’apprentissage

Les solutions sont importantes dans plusieurs processus chimiques. En effet, très souvent, pour qu’une réaction chimique puisse se produire, les particules des réactifs doivent être en contact très intime. Dans la nature, plusieurs substances se trouvent sous la forme de solutions, ces dernières étant des mélanges homogènes comportant un solvant et un soluté. Au cours de cette unité, nous allons étudier le comportement ainsi que les propriétés des solutions. Les facteurs qui favorisent la formation de solutions seront examinés afin de vous aider à prédire si un mélange particulier va se faire de façon à former une solution ou non. Quel rôle les forces intermoléculaires jouent-t-elles dans la formation d’une solution? Quel est l’effet de la température et de la pression sur la solubilité d’une substance? Comment pouvons-nous utiliser la thermodynamique pour expliquer et prédire la formation d’une solution? Cette unité visera à répondre à toutes ces questions ainsi qu’à d’autres questions en lien avec les solutions. Finalement, les propriétés des solutions qui dépendent principalement de la présence d’un soluté, par exemple, les propriétés de l’osmose, de l’abaissement du point de congélation et de l’élévation du point d’ébullition seront étudiées. L’ap- prenant utilisera les connaissances acquises pour effectuer des calculs reliés à ces propriétés.

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Liste de lectures obligatoires - Solutions

- Solutions Wikipedia

Liste de liens utiles

• Concepts of Chemistry

http://www.wpi.edu/Academics/Depts/Chemistry/Courses/General/conceptt.

html

• Chem1 Virtual Text Book

http://www.chem1.com/acad/webtext/virtualtextbook.html Liste de ressources multimédia pertinentes

Ressources multimédia

- Ordinateur avec une connectivité Internet qui permet d’accéder au matériel d’apprentissage « open source », aux sites d’apprentissage interactif, aux courriels, aux vidéoconférences. L’ordinateur doit être équipé de façon à ce qu’on puisse utiliser des cédéroms.

- Logiciel QuickTime Movie Player - Logiciel Shockwave Player - Logiciel Macromedia Flash Player

Description détaillée de l’activité

Tout d’abord, cette activité d’apprentissage commencera par l’étude de la nature d’une solution ainsi que la définition d’une solution. Vous allez ensuite observer les différents types de solution qui existent et découvrir les facteurs qui favorisent la formation d’une solution. Les variations d’énergie impliquées dans le processus de dissolution seront utilisées pour prédire si des substances se mélangeront pour former une solution ou non. Vous allez aussi apprendre comment la présence du soluté af- fecte les propriétés physiques d’une solution que sont la pression de vapeur, le point d’ébullition et le point de congélation.

Évaluation formative

- Au fur et à mesure que vous avancerez dans cette activité d’apprentissage, vous trouverez des problèmes qui permettront d’évaluer votre compréhension du sujet abordé

- Des quiz éclairs sont aussi fournis dans le but de tester votre compréhension - Il y aura des expériences pratiques qui serviront à évaluer votre compréhen-

sion des relations théorie/pratique.

- Il y aura enfin des expériences simulées et des exercices permettant de vérifier que vous comprenez bien certains concepts.

Les solutions sont importantes étant donné que plusieurs réactions chimiques se pro- duisent dans les solutions. En effet, pour qu’une réaction chimique puisse se produire, les molécules doivent entrer en contact. Les solutions permettent aux molécules de différents types d’entrer en contact direct, ce qui facilite les réactions chimiques.

L’étude des solutions est importante vu que la plupart des réactions, qu’elles soient en laboratoire, dans les industries ou dans les organismes vivants, se produisent dans des solutions. L’étude des solutions fournit aussi une façon pratique et précise d’in- troduire une substance dans un système réactionnel. Lorsqu’une substance se dissout, les forces d’attraction existantes sont brisées, puis de nouvelles forces d’attraction se forment entre la substance solide dissoute et, par exemple, le liquide. Les forces intermoléculaires entre les molécules du soluté et du solvant influencent les propriétés d’une solution. Certaines propriétés physiques d’une solution dépendent largement de la concentration du soluté plutôt que de l’identité de celui-ci. Ces propriétés sont connues comme étant les propriétés colligatives et sont utiles pour déterminer les masses molaires des grosses molécules. Plusieurs processus biologiques sont fondés sur les propriétés colligatives des solutions, par exemple : l’osmose, qui est le principe derrière la dialyse rénale.

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1.1 Qu’est-ce qu’une solution?

Une solution est un mélange homogène entre deux substances ou plus. Les solutions peuvent être à l’état solide, liquide ou gazeux. Un mélange homogène est un mélange physique qui implique deux substances pures ou plus dont la distribution est uniforme partout dans ce mélange. Lorsqu’une solution se forme, les molécules du soluté sont séparées et se mélangent par la suite avec les molécules du solvant. Le constituant majeur d’une solution est le solvant, tandis que le constituant mineur est le soluté.

Des forces intermoléculaires existent entre les molécules du solvant et celles du soluté. Même si nous imaginons habituellement les solutions comme étant liquide, elles peuvent, en réalité, être un mélange d’un soluté gazeux, liquide ou solide dans un solvant liquide, solide ou gazeux.

1.2 Quelle est la force motrice qui permet la formation des solutions?

Le processus de dissolution est essentiellement un équilibre entre les diverses va- riations d’énergie qui ont lieu lorsqu’un soluté est placé dans un solvant. De par vos connaissances en thermodynamique, vous savez que les variations d’énergie qui mènent à une énergie plus basse du système ont tendance à être plus favorisées. Dans le processus de dissolution, deux étapes doivent être considérées en ce qui a trait aux variations d’énergie. Premièrement, le soluté doit être introduit dans le solvant;

les molécules doivent s’éloigner les unes des autres avant d’être dispersées dans le solvant. Cette étape peut, par conséquent, être considérée comme étant défavorable à la formation d’une solution. Le fait que la dispersion du soluté se produise ou non dépend du type d’interactions solvant-soluté. La formation d’une solution est favorisée dans solvant-soluté (A-B) si les forces intermoléculaires entre le soluté et le solvant sont plus grandes que les forces entre le solvant lui-même (A-A) et que les forces entre le soluté lui-même (B-B). Cela mène à un état d’énergie potentielle plus basse au moment où la solution se forme et est donc énergétiquement favorisé.

La formation d’une solution est favorisée si, au bout du compte, le passage entre les deux étapes est exothermique.

Barrier removed

F ig ure 1. 1 The diagram shows two gases initia lly separa ted by a b arrier. Rem oval of the b arrier leads to spon taneous mixing of the t wo gases

Figure 1.1 L’illustration montre deux gaz qui, au départ, sont séparés par une barrière.

Le retrait de la barrière entraîne un mélange spontané des deux gaz.

Cependant, comme vous l’avez appris en thermodynamique, le fait qu’il y ait une augmentation ou une diminution du désordre au niveau moléculaire (variation d’en- tropie) doit être pris en considération. Une augmentation du désordre favorise le pro- cessus de dissolution. La formation spontanée de solution gazeuse illustre bien le fait que l’augmentation du désordre soit une grande force motrice dans la formation des solutions. Considérons deux gaz qui, au départ, sont séparés en deux compartiments par une barrière comme l’illustre la figure 1. Une fois la barrière enlevée, les deux gaz se mêlent spontanément pour former un mélange homogène, plus précisément une solution.

1.3 Types de solutions

Dans la nature, la matière se trouve sous trois états : l’état solide, l’état liquide et l’état gazeux. Les solutions peuvent aussi être sous les trois états physiques présentés en fonction de l’énergétique de la formation de la solution. Le tableau ci-dessous fournit un résumé des variations d’énergie pour différents types de solutions.

Tableau 1 : Tableau illustrant les mélanges possibles solvant-soluté ainsi que les variations d’énergie et d’entropie qui y sont associées

Solvant Soluté Énergie requise pour disperser le soluté

Énergie pour la dis- solution (disperser le soluté)

Augmentation du désordre

Gaz Gaz 0 0 Grande

Gaz Liquide ou solide Grande 0 Grande

Liquide Gaz 0 Variable Diminue

Solide Gaz 0 Endothermique Diminue

Liquide Liquide Variable Variable Modérée

Le mélange de différentes substances apporte invariablement un grand désordre dans les systèmes et est accompagné d’une augmentation du volume. En général, la température tend à favoriser l’augmentation du désordre ou de la stochasticité.

Les exemples de solutions mettant en jeu différents états de matière sont nombreux dans la nature. Le tableau 2 présente des exemples courants de solutions dans leurs différents états.

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Tableau 2 : Exemples correspondant à différents types de solutions

Composant 1

(solvant) Composant 2

(soluté) État de la solution

qui en résulte Exemples

Gaz Liquide Liquide Eau gazéifiée (dioxyde de carbone dans l’eau)

Solide Solide Solide Soudure (Sn/Pb)

Gaz Solide Solide Gaz hydrogène dans Pd

Gaz Gaz Gaz Air

Liquide Liquide Liquide Alcool dans l’eau

Solide Liquide Liquide Eau salée

Problème pratique 1

Quel choix parmi les suivants représente un mélange homogène?

(a) NaCl (s) (b) NaCl (l) (c) NaCl (g) (d) NaCl (aq)

1.3.1 Solutions gazeuses

Les solutions gazeuses sont obtenues en mélangeant des gaz pour former un mélange homogène. Tous les mélanges gaz-gaz sont des solutions de gaz. L’air que nous res- pirons est une solution naturelle de gaz qui comprend, entre autres, du dioxygène, du diazote et du dioxyde de carbone comme l’illustre le tableau ci-dessous.

Tableau 3 : Abondance en pourcentage de certains gaz dans l’air

Gaz Pourcentage (%)

Azote (N₂) 78

Oxygène (O₂) 21

Eau (H₂O), dioxyde de carbone (CO₂) Variable

Les quantités d’eau et de dioxyde de carbone sont influencées par de nombreux fac- teurs comme la température, le temps qu’il fait, l’altitude, etc.

L’énergie requise pour mélanger des gaz est très faible et l’augmentation du désordre est favorisée à toutes les températures. De plus, beaucoup de gaz sont miscibles en toutes proportions.

1.3.2 Les gaz dans les solutions liquides

Lorsqu’un gaz est introduit dans un liquide, il est confiné à un volume plus petit et une diminution du désordre se produit, c’est-à-dire que le processus de dissolution n’est pas favorisé. Par conséquent, pour que la dissolution d’un gaz dans un liquide se produise, il faut qu’il y ait d’autres facteurs qui compensent : par exemple, si le gaz réagit de façon chimique avec le solvant comme c’est le cas lorsque le dioxyde de carbone, l’acide chlorhydrique ou l’ammoniac se dissolvent dans l’eau. Même si le fait d’introduire ces gaz dans un liquide entraîne une diminution du désordre, la variation d’énergie associée à la réaction contrebalance ensuite l’effet défavorable du désordre au départ.

Effet de la température sur la solubilité des gaz

La solubilité de la plupart des gaz diminue lorsque la température augmente. Par exemple, on sait que le dioxygène et le diazote, deux constituants majeurs de l’air, diminuent lorsque la température augmente. C’est pour cette raison que plusieurs types de poissons peuvent seulement survivre en eau froide : l’eau chaude fait baisser la quantité d’ de dioxygène dissous dans l’eau. Des comparaisons des données sur la solubilité de certains gaz à différentes températures sont présentées dans le tableau 4. La solubilité est en grammes par 100 g d’eau lorsque l’espace gazeux au-dessus du liquide est saturé de gaz et que la pression totale est de 1 atm.

Tableau 4 : Données comparées à propos de la solubilité des gaz N₂, O₂ et CO₂

Gaz

Température (°C)

0 20 50 100

N₂ 0,0029 0,0019 0,0012 0 O₂ 0,0069 0,0043 0,0027 0

CO₂ 0,335 0,169 0,076 0

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Le phénomène opposé est souvent observé pour la solubilité des gaz dans les solvants organiques. Dans ce cas, la solubilité augmente en même temps que la température.

Par exemple, la solubilité du dihydrogène, du diazote, du monoxyde de carbone, de l’hélium et du néon augmente lorsque la température augmente dans les solvants organiques comme le tétrachlorure de carbone, le toluène et l’acétone.

Les gaz deviennent plus solubles à des pressions élevées

Il est fréquent que, lorsque quelqu’un ouvre une canette de boisson gazeuse, on entende un son de pétillement lorsque le gaz s’échappe. Même si les gaz dans l’air ne sont pas très solubles à la température de la pièce, ils deviennent beaucoup plus solubles à des pressions élevées. La solubilité d’un gaz est bien plus affectée par la pression que par la température. Pour comprendre l’effet de la pression, considérons l’équation suivante de la dissolution d’un gaz :

Gaz + solvant D solution

Une augmentation de la pression dans le système diminue le volume disponible pour le gaz. Selon le principe de Le Châtelier, le système doit effectuer un changement qui contrebalancera le stress créé. Par conséquent, le système réagit de façon à diminuer la pression en diminuant la quantité de gaz. Les molécules de gaz sont absorbées de la phase gazeuse vers la solution. L’équilibre dans l’équation de la réaction ci-dessus est donc déplacé vers la droite, c’est-à-dire que la solubilité augmente.

Si la pression exercée sur la solution est réduite, alors l’effet observé sur l’équilibre est le contraire : certaines molécules de gaz s’échappent de la solution vers la phase gazeuse. L’équilibre se déplace vers la gauche dans l’équation de la réaction. Le son de pétillement du cola ou de tout autre boisson gazeuse est une réaction à la baisse de pression lorsque la canette (ou de la bouteille) est ouverte.

Le chimiste anglais William Henry a énoncé que la solubilité d’un gaz augmente lorsque la pression augmente selon une relation mathématique que l’on appelle la loi de Henry :

C = kP_gas (1.1)

La solubilité d’un gaz dans un solvant particulier est représentée par C. Quant à P_gas, il s’agit de la pression partielle du gaz. k représente la constante de proportionnalité.

La constante de Henry est unique pour chaque gaz.

Logique de la loi de Henry

Dans une solution saturée, le nombre de molécules qui quittent la solution est égal celui qui entre dans celle-ci. La vitesse à laquelle les molécules quittent la phase gazeuse pour aller dans la solution ainsi que la vitesse à laquelle les molécules quit- tent la solution dépendent toutes deux du nombre de molécules par unité de volume.

Lorsque le nombre de molécules par unité de volume est augmenté à l’état gazeux, le nombre de molécules par unité de volume dans la solution augmente aussi. Lorsque la pression est augmentée, le nombre de molécule par unité de volume dans la solution doit aussi augmenter. Il est important de noter, cependant, que la loi de Henry ne tient pas compte des gaz à hautes pressions et du fait qu’il y ait une réaction chimique.

La loi de Henry omet aussi la situation lorsque les interactions solvant-soluté sont significativement différentes des interactions soluté-soluté ou solvant-solvant.

F ig ure 1.2 Shows the effect of pres sure on the sol ubilit y of the gas. The d epth of the co lour is indi cative of conc entrat ion of the gas

(1)

(2)

(3)

La Figure 1.2 illustre les effets de la pression sur la solubilité des gaz. L’intensité de la couleur indique la concentration du gaz.

Exemple 2

La solubilité du dioxygène gazeux à 0 °C et à 101 325 Pa est de 48,9 mL par litre.

Calculez la molarité du dioxygène dans une solution saturée faite à partir d’eau si le dioxygène est à sa pression normale dans l’air de 0,2095 atm.

Solution

On résout le problème en déterminant tout d’abord la molarité de la solution saturée à la pression et à la température données :

M 10 x L 2,18

1 O 4 , 22

O mol x1 L 0,0489

Molarité ^{2 -3}

2

=

=

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Selon la loi de Henry,

M 10 x 4,57 10 x 2,18 atm x 1

M 0,2095 C

atm 0,2095

C atm

1 M 10 x 2,18 P

k C

kP C

4 3

3 - gas

gas

−

− =

=

=

=

=

=

Problème pratique 2

Quelle est la concentration à l’équilibre (mg O₂ par L) du dioxygène gazeux dans l’eau douce à 25 °C lorsqu'elle est exposée à de l'air à une pression de 1 atm? La constante de la loi de Henry pour le dioxygène dans l'eau à 25 °C est de 3.0 x 10⁷ atm.

Démonstration visuelle : Forces de cohésion

1.3.3 Liquides dans des solutions liquides

Deux liquides sont plus susceptibles de former une solution si par exemple, pour les espèces A et B, les interactions A-A, B-B et A-B sont semblables. Les forces intermoléculaires dans les deux liquides doivent être semblables. Par exemple, les forces intermoléculaires en jeu pour ce qui est de l’hexane sont principalement des forces de dispersion (faibles forces étant donné qu’elles sont temporairement dipô- les) et c’est sensiblement la même chose chez l’heptane. Par conséquent, les forces intermoléculaires qui existeraient entre l’hexane et l’heptane sont aussi des forces de dispersion. Ces liquides devraient donc être miscibles.

À l’opposé, si les forces intermoléculaires sont plus grandes dans un liquide (par exemple, entre l’hexane et l’eau), les liquides ne formeront pas une solution. L’eau forme de fortes liaisons hydrogène avec les autres molécules d’eau. L’eau aura ten- dance à être miscible avec des liquides qui peuvent former des liaisons hydrogène.

Par exemple, l’éthanol et l’eau sont complètement miscibles.

Gas emissions from industries and cars such as sulphur dioxide or nitrogen dissolve in water to form acids, which adversely affects the environment.

SO2

NO2 NO2+ H2O
HNO3 SO2+ H2O
H2SO4

ACID RAIN

Les émissions de gaz provenant des industries et des automobiles, par exemple le dioxyde de soufre ou le diazote, se dissolvent dans l’eau pour former des acides, qui affectent l’environnement de façon négative.

1.3.1 Considérations énergétiques - se mélanger ou ne pas se mélanger?

Lorsque deux liquides se mélangent, il se produit une augmentation de l’entropie d’une façon assez semblable à celle dont les gaz se mélangent. Par conséquent, l’entropie de mélange est toujours positive. L’énergie libre de mélange pour les deux liquides peut donc être écrite ainsi :

ΔG_mix = ΔH_mix - TΔS_mix (1.2)

Un ΔG négatif favorise le mélange des deux liquides. Pour une solution idéale, la variation d’enthalpie est de zéro et, par conséquent, le mélange est seulement causé par l’entropie positive. Cependant, le mélange de certaines solutions peut être soit exothermique, soit endothermique. Lorsque le mélange est exothermique, celui-ci travaille en synergie avec l’entropie de mélange afin de donner un ΔG encore plus négatif.

Dans le cas où la réaction de mélange est exothermique, la valeur de ΔH devient importante pour la détermination de ΔG. Si la valeur de ΔH_mix est petite, c’est-à- dire ΔH_mix < TΔS_mix, alors l’expression ΔH_mix - TΔS_mix est toujours négative, mais si ΔH_mix >> TΔS_mix, l’expression ΔH_mix - TΔS_mix devient positive et les liquides ne se mélangeront pas.

1.3.4 Solutions de solides dans des liquides

Les systèmes de solides dans les liquides sont ceux qui sont rencontrés le plus fréquem- ment chez les solutions chimiques. En introduisant le soluté solide dans la solution, de l’énergie est requise afin de vaincre les grandes forces intermoléculaires qui se

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trouvent dans les solides. Comment ces forces sont-elles vaincues? Considérons la dissolution du cristal de NaCl, illustrée à la figure 1.3 :

Figure 1.3 Illustration du processus de dissolution : Dissolution du NaCl

Dans la solution, les molécules d’eau ont tendance à s’orienter de façon à ce que l’extrémité positive du dipôle soit placée vers les ions chlorure (Cl⁻), alors que l’extrémité négative est dirigée vers les ions sodium. Les ions situés sur les côtés du cristal sont retenus moins fortement et sont donc plus facilement détachables du cristal. Par conséquent, le cristal « s’écaille ». Ce processus se poursuit avec les ions des côtés du cristal qui se dissolvent. Une fois libérés, les ions sont entourés par les molécules d’eau. Nous pouvons expliquer la dissolution des substances non-polaires dans les non-solvants d’une façon similaire. Dans ce cas, les forces d’attraction en jeu sont les forces de dispersion.

Simulation : Dissolution du sel

1.4 La thermodynamique du mélange

Lorsque nous étudions la théorie cinétique des gaz, nous avons vu une propriété nommé « pression partielle » qui est utilisée pour décrire la contribution à la pression totale de chaque gaz. Par conséquent, pour les gaz, les pressions partielles décrivent la contribution d’un composant à la pression totale. Afin de pouvoir discuter des propriétés thermodynamiques des mélanges, nous avons besoin d’introduire une propriété semblable à la pression partielle des gaz. Cette propriété est la « grandeur molaire partielle ». La grandeur molaire partielle dépend de la quantité d’un com- posant particulier dans un mélange. Un exemple courant pour illustrer le concept de grandeur molaire partielle est le volume molaire partiel. En effet, le volume molaire partiel d’une substance A dans un mélange est la variation de volume lorsque 1 mole de A est ajoutée à une grande quantité de du mélange. Le volume molaire partiel de la substance A à une certaine composition est défini comme étant :

nB

P, A T,

A

n

V V ⎟⎟

⎠

⎜⎜ ⎞

⎝

⎛

∂

= ∂

(1.3)

où V_A représente le volume molaire partiel, où n_A représente le nombre de moles de la substance A à température et pression constantes et pour une quantité constante de substance B. Supposons qu’une petite quantité des substances A, dn_A et dn_B de B était ajoutée au mélange, le changement de volume du mélange serait alors donné par :

(1.5) (1.4)

B B A A

B T,P,n B A T,P,n A

dn V dn V

n dn dn V

n dV V

B A

+

=

⎟⎟ ⎠

⎜⎜ ⎞

⎝

⎛

∂ + ∂

⎟⎟ ⎠

⎜⎜ ⎞

⎝

⎛

∂

= ∂

L’expression devient donc V = n_AV_A + n_BV_B. Dans cette expression, les volumes mo- laires partiels des deux substances d’une composition particulière sont connus.

Ce concept peut être étendu aux quantités thermodynamiques comme l’énergie de Gibbs. L’énergie molaire partielle de Gibbs, aussi connue comme étant le potentiel chimique, est représentée par le symbole m_i. Le potentiel chimique mesure la variation de l’énergie libre (dG_i) lorsqu’on additionne ou qu’on enlève dn_i moles de la substance

‘i’ en conservant T, P et les quantités des autres substances (n_J) constantes.

nJ

P i T

i

n

G

,

⎟⎟

⎠

⎞

⎜⎜ ⎝

⎛

∂

= ∂

m

Le potentiel chimique des substances pures illustre comment l’énergie de Gibbs d’un système varie lors de l’ajout d’une autre substance.

Pour les substances pures, l’énergie de Gibbs est donnée par :

T P m

n G nG

,

)

( ⎟

⎠

⎜ ⎞

⎝

⎛

∂

= ∂

Il est possible de montrer que l’énergie libre est reliée à la pression par l’équation :

Université Virtuelle Africaine 

⎟ ⎠

⎜ ⎞

⎝ + ⎛

°

=

P nRT P G

G ln

D’où le potentiel chimique :

⎟ ⎠

⎜ ⎞

⎝

⎛

− °

°

= P

nRT ln P m

m

Le potentiel chimique montre donc la variation de G lorsque la quantité d’une subs- tance change.

1.5 Potentiel chimique pour un mélange gazeux

Le potentiel chimique d’un gaz pur est donné par l’équation :

⎟⎠

⎜ ⎞

⎝

⎛ + °

=

= ^°

P RT P

A ln

m m

(1.9)

où R est la constante universelle des gaz, où T est la température absolue en Kelvin et où P est la pression du gaz.

Si une autre substance était ajoutée à la substance pure, le potentiel chimique de- vient

⎟ ⎠

⎜ ⎞

⎝

⎛ + °

=

=

P RT P

A

ln

m m

(1.10)

où P_A est la pression partielle du gaz dans le mélange comprenant du A et du B. Le potentiel chimique pour le composant B peut être écrit d’une façon semblable.

1.6 Énergie de mélange de Gibbs

Pour les deux composants, le système décrit précédemment (à l’équation 1.5), le total de l’énergie de libre de Gibbs du système à deux composants est donné par :

G = n_Am_A + n_Bm_B (1.11)

Maintenant, considérons deux gaz purs A et B qui sont placés dans deux contenants séparés avec respectivement n_A et n_B moles.

A B

The two gase s mix when t he barrier is removed

F ig ure 1.4 Depicti ng the mix ing of two gases.

Figure 1.4 Illustration du mélange de deux gaz.

Avant de se mélanger, les gaz ont chacun son propre potentiel chimique. Le total de l’énergie de Gibbs avant le mélange est la somme des potentiels chimiques.

G_initial = n_A mA

° + RTln P

P°

⎛

⎝⎜

⎞

⎠⎟

⎡

⎣⎢ ⎤

⎦⎥ +n^B mB

° + RTln P

P°

⎛

⎝⎜

⎞

⎠⎟

⎡

⎣⎢ ⎤

⎦⎥

(1.12)

Après que la barrière soit enlevée, les gaz se mélangent de telle sorte que la pression totale est la somme de leurs pressions partielles : P = P_A + P_B. L’énergie de Gibbs est alors donnée par l’expression :

Université Virtuelle Africaine 0

⎥⎦

⎢ ⎤

⎣

⎡ ⎟

⎠

⎜ ⎞

⎝

⎛ + °

⎥+

⎦

⎢ ⎤

⎣

⎡ ⎟

⎠

⎜ ⎞

⎝

⎛ + °

= ^{° °}

P RT P P n

RT P n

G_{Final A} m_A ln ^A _B m_B ln ^B (1.13)

La variation de l’énergie libre de Gibbs lors du mélange est la différence entre l’énergie libre initiale, G_initial, et l’énergie libre finale G_final, c’est-à-dire :

⎟⎠

⎜ ⎞

⎝

⎛ + °

⎟⎠

⎜ ⎞

⎝

⎛

= °

D P

RT P P n

RT P n

G _A ^A _B ^B

mix ln ln (1.14)

Cette expression peut aussi être écrite en termes de fractions molaires comme ceci :

B B A A

mix

G x RTln x x ln x

Ä = +

étant donné que n_i = x_in et P_i/P = x_i.

1.7 Et qu’en est-il de l’entropie de mélange?

L’entropie de mélange est dérivée de l’expression thermodynamique : – S = (∂G/∂T)P,n. Il découle donc de l’équation (1.15) que l’entropie de mélange est donnée par l’expression :

(

)

n n T P mix

mix

nR x x x

T S G

B A

ln ln

, , ,

x

+

−

⎟ =

⎠

⎜ ⎞

⎝

⎛

∂ D

− ∂

=

D

Selon ce que vous avez appris en thermodynamique, l’énergie de Gibbs est reliée à l’enthalpie par l’expression : ΔG = ΔH – TΔS. Pour le mélange de deux gaz, nous pouvons écrire que Δ_mixG = Δ_mixH – TΔ_mixS, ce qui donne :

Δ _mix H= Δ_mixG + TΔ_mixS. (1.17)

Si les gaz que nous étudions sont des gaz parfaits, alors, à température constante, ΔH_mix = 0 selon l’équation (1.15) et (1.16). Ce résultat est important parce qu’il confirme nos attentes selon lesquelles il n’y a pas d’interaction dans les molécules d’un gaz parfait.

Potentiel chimique d’un mélange liquide

La formation d’une solution liquide-liquide peut être perçue comme un phénomène en trois étapes. La première étape est l’introduction du soluté liquide dans le solvant.

Les molécules d’un liquide doivent être déplacées afin de faire de la place pour les molécules de l’autre liquide. Les forces d’attraction doivent être vaincues pendant ce processus. Le processus requiert donc de l’énergie (donc, endothermique) et en- traîne une augmentation de l’énergie potentielle du système. La deuxième étape est l’expansion des molécules du solvant pour faire de la place pour le liquide soluté. De l’énergie est aussi requise, ce qui, de la même manière, entraîne une augmentation de l’énergie du système. Lors de la dernière étape, les molécules doivent se mélanger.

Les molécules sont attirées les unes vers les autres et libèrent de l’énergie, ce qui diminue l’énergie du système. Selon ce que nous avons énoncé dans la discussion précédente, la variation nette d’énergie est celle qui concerne les trois étapes. La figure 1.5 représente un diagramme d’énergie qui illustre les variations d’énergie lors d’un mélange entre deux liquides.

Si la variation d’énergie (entrée) lors des étapes 1 et 2 est égale à la variation d’énergie (sortie) lors de l’étape 3, la chaleur de dissolution, ΔH_solution = 0. Cet état représente donc une situation où les forces intermoléculaires du soluté et celles du solvant sont toutes deux les mêmes. Un exemple typique est celui du benzène et du tétrachlorure de carbone. En effet, la solution formée à partir du mélange de ces deux composants s’approche d’une solution idéale.

Figure 1.5 Diagramme illustrant les variations d’énergie lors du mélange de deux liquides.

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1.8 Les solutions idéales

μA(g) A(g), B(g)

μA(l) A(l), B(l)

Figure 1.6 Le potentiel chimique de la substance pure A sous forme gazeuse, m_A(g), est égal à celui d’un liquide pur A, m_A.

Lorsque nous envisageons le potentiel chimique des liquides, nous prenons en considération l’équilibre qui existe entre un liquide et sa pression de vapeur. Nous utilisons le fait qu’à l’équilibre, le potentiel chimique d’une substance dans un liquide est égal au potentiel chimique de la substance dans la vapeur. Considérons un liquide pur A ayant un potentiel chimique

m

( l )

⎟⎟ ⎠

⎞

⎜⎜ ⎝

⎛ + °

=

P RT P

l

A

*

*

( ) m ln

m

Si un autre soluté était introduit dans le liquide, alors la pression de vapeur ci-dessous ne serait plus celle d’une substance pure P_A^*, mais plutôt celle d’une pression partielle P_A. Le potentiel chimique est donc donné par :

⎟ ⎠

⎜ ⎞

⎝

⎛ + °

=

P RT P

l

A

( ) m ln

m

En combinant les équations chimiques (1.18) et (1.19), nous obtenons l’équation (1.20), sans le potentiel chimique standard des gaz.

⎟⎟ ⎠

⎞

⎜⎜ ⎝ + ⎛

=

( ) ln

)

(

A A A

A

P

RT P l

l m

m

Loi de Raoult

Figure 1.7 Diagramme illustrant la variation de la pression de vapeur et de la pression de vapeur partielle d’un mélange idéal binaire.

La loi de Raoult énonce que la pression de vapeur de la solution P_soln est égale au produit entre la fraction molaire d’un solvant x_solv et sa pression de vapeur P_Solv^° .

P_A = x_AP_A^° Loi de Raoult (1.21)

Les solutions qui obéissent à la loi de Raoult pour toutes les compositions de compo-

sants sont les solutions idéales. Par conséquent, pour une solution idéale où ≈ _°

A A

A P

x P le potentiel chimique du liquide devient :

A A

A

( l ) = m

( l ) + RT ln x

m

ce qui constitue une autre définition d’une solution idéale.

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Exercice interactif : la pression de vapeur

Une solution idéale est une solution dans laquelle les forces d’attraction intermolécu- laire dans les deux composants eux-mêmes (soluté et solvant) sont très semblables les unes par rapport aux autres et cela, en plus d’être semblables aux forces d’attraction solvant-soluté dans la solution. Les solutions idéales sont donc celles pour lesquelles l’enthalpie de dissolution est égale à zéro. En d’autres mots, les solutions idéales se produisent lorsque le soluté et le solvant se ressemblent beaucoup - par exemple, le benzène et le toluène; l’hexane et l’heptane; le pentanol et l’hexanol. Si les forces d’attraction diffèrent dans les deux composants et dans la solution, on dit que la solu- tion dévie à la loi de Raoult. Les solutions réelles obéissent à une loi différente, soit la loi de Henry. William Henry a découvert que la pression de vapeur d’une solution diluée est proportionnelle à la fraction molaire, x_B :

P_B = x_BK_B Loi de Henry (1.23)

La constante de proportionnalité K_B a des unités de pression et est unique pour chaque gaz. La constante de la loi de Henry dépend de la température et de la combinaison solvant/soluté.

1.9 Propriétés colligatives

Les propriétés colligatives sont des propriétés des solutions qui dépendent seulement de la quantité de soluté présente. Les particules dans la solution peuvent être des ions ou des molécules. Les propriétés colligatives incluent la pression de vapeur, le point d’ébullition, le point de fusion et la pression osmotique. Dans la section suivante, nous allons examiner les effets des solutés sur un liquide et sur les propriétés colli- gatives mentionnées.

Pression de vapeur des solutions

F ig ure 1.8 (a) Liquid-vapour equilibrium with a relati vely rate of vap orisat ion (b) So me solvent molecules have b een replaced with solute m olecules. T he rate at which solvent m olecules are escaping is lower. Low rate of vaporisation.

(a) (b)

Figure 1.8 (a) Équilibre liquide-vapeur avec un taux de vaporisation relativement élevé. (b) Quelques molécules du solvant ont été remplacées par des molécules du soluté. Le taux auquel les molécules de solvant s’échappent est plus bas. Faible taux de vaporisation.