Calculatrice de la loi de Raoult (élévation ébullioscopique et abaissement cryoscopique)
Calculez l'élévation du point d'ébullition et l'abaissement du point de congélation d'une solution à partir de la molalité du soluté et du facteur de van't Hoff, selon la loi de Raoult. Prend en charge 6 constantes de solvant (Kb/Kf) et tient compte de la dissociation des électrolytes.
Constantes ébullioscopique et cryoscopique molales par solvant
Valeurs de référence standard largement citées dans les manuels. Utilisez-les pour vérifier vos propres calculs manuels.
| Solvant | Kb (°C·kg/mol) | Kf (°C·kg/mol) | Éb. normale (°C) | Cong. normale (°C) |
|---|---|---|---|---|
| Eau | 0.512 | 1.86 | 100.0 | 0.0 |
| Benzène | 2.53 | 5.12 | 80.1 | 5.5 |
| Acide acétique | 3.07 | 3.9 | 118.1 | 16.6 |
| Cyclohexane | 2.79 | 20.2 | 80.7 | 6.5 |
| Naphtalène | 5.8 | 6.9 | 218.0 | 80.2 |
| Camphre | 5.95 | 37.7 | 204.0 | 178.4 |
Ce qu'énonce réellement la loi de Raoult
**La loi de Raoult affirme d'abord que dissoudre quelque chose dans un solvant abaisse sa pression de vapeur.** L'élévation du point d'ébullition et l'abaissement du point de congélation ne sont que des conséquences tirées de ce seul fait. Comme un liquide bout à la température où sa pression de vapeur égale celle du milieu, abaisser cette pression repousse ladite température vers le haut. L'élévation s'écrit Δt = Kb × m × i et l'abaissement Δt = Kf × m × i, où Kb et Kf sont des constantes propres à chaque solvant.
**Il n'est pas indifférent que la concentration employée ici soit la molalité et non la molarité.** Le volume d'une solution se déplace avec la température, si bien qu'une mesure fondée sur le volume ne saurait servir de référence lorsque la grandeur en cause est précisément une température. Compter par kilogramme de solvant laisse le chiffre intact, quoi que fasse le thermomètre. L'autre grandeur décisive est le facteur de van 't Hoff, qui enregistre **en combien de particules se brise chaque unité dissoute.** Les propriétés colligatives dépendent du nombre de particules et non de leur nature, de sorte qu'avec un électrolyte le compte ne tombe juste qu'en appliquant ce facteur.
Cet outil couvre six solvants, dont l'eau, le benzène et le camphre, et accepte la concentration soit directement sous forme de molalité, soit calculée à partir de la masse et de la masse molaire du soluté ainsi que de la masse du solvant. Il renvoie ensuite tant la variation que les points d'ébullition et de congélation obtenus.
Comment mener le calcul
- Choisissez le solvant Six sont proposés, dont l'eau, le benzène et l'acide acétique ; le choix renseigne Kb et Kf automatiquement.
- Décidez comment donner la concentration Vous pouvez saisir la molalité directement ou **la faire calculer à partir de la masse et de la masse molaire du soluté et de la masse du solvant.**
- Saisissez le facteur de van 't Hoff En première approche, retenez 1 pour un non-électrolyte, 2 pour le chlorure de sodium et 3 pour celui de calcium.
- Lisez l'élévation et l'abaissement L'ampleur de la variation s'affiche, ainsi que les points d'ébullition et de congélation qui en résultent.
Astuces pour en tirer le meilleur parti
- Les électrolytes comme NaCl ou CaCl2 se dissocient en plusieurs ions dans l'eau ; fixer le facteur de van't Hoff i au-dessus de 1 rapproche le résultat des mesures réelles.
- En mode basé sur la masse, il suffit d'indiquer la masse du soluté [g], sa masse molaire [g/mol] et la masse du solvant [kg] pour que la molalité soit calculée automatiquement.
- L'élévation ébullioscopique et l'abaissement cryoscopique sont tous deux des propriétés colligatives : ils dépendent uniquement du nombre de particules de soluté, pas de la nature du soluté.
- Pour une même quantité de soluté, l'abaissement cryoscopique est souvent plus important que l'élévation ébullioscopique pour de nombreux solvants, l'une des raisons pour lesquelles le chlorure de calcium est utilisé comme fondant routier.
- Utilisez les boutons prédéfinis de i (non-électrolyte / type NaCl / type CaCl2) pour tester rapidement des schémas de dissociation courants.
Dans quels cas s'en servir
Pour vérifier un exercice de chimie
Les problèmes sur les propriétés colligatives se trompent surtout par un facteur oublié, ce qui en fait de bons candidats à la vérification.
Pour estimer l'efficacité d'un fondant
**Le chlorure de calcium l'emporte sur celui de sodium sur la glace parce que son facteur vaut 3 et non 2**, si bien que la même molalité achète un abaissement plus large.
Pour refaire le chemin de la mesure des masses molaires
L'abaissement cryoscopique fut la voie classique vers la masse molaire d'un inconnu, et vous pouvez suivre la relation à rebours.
Pour préparer une expérience
Vous établissez à l'avance la quantité de soluté qu'exigera le point de congélation visé, avant même de toucher la balance.
Vocabulaire des propriétés colligatives
- Loi de Raoult
- L'énoncé selon lequel la pression de vapeur d'une solution est proportionnelle à la fraction molaire du solvant. **L'élévation ébullioscopique comme l'abaissement cryoscopique en découlent.**
- Molalité
- La quantité de soluté par kilogramme de solvant. **Aucun volume n'y entrant, le chiffre reste stable quand la température change.**
- Constante ébullioscopique molale
- L'élévation du point d'ébullition à la molalité unité, fixée pour chaque solvant. Pour l'eau elle vaut 0,515 kelvin par unité.
- Constante cryoscopique molale
- L'abaissement correspondant du point de congélation. Pour l'eau elle vaut 1,853, tandis que **la valeur du camphre, 37,7, est si grande qu'elle servit longtemps à mesurer des quantités infimes.**
- Facteur de van 't Hoff
- Le nombre de particules qu'une unité formulaire de soluté produit en solution. Il vaut 1 pour un non-électrolyte et 2 en théorie pour le chlorure de sodium.
- Propriété colligative
- Propriété gouvernée par le nombre de particules dissoutes et non par leur identité. Elles sont quatre : abaissement de la pression de vapeur, élévation ébullioscopique, abaissement cryoscopique et pression osmotique.
Questions fréquentes
Anecdote — Fondants routiers et chimie des propriétés colligatives
Les granulés blancs répandus sur les routes en hiver sont souvent du chlorure de calcium (CaCl2) ou du chlorure de sodium (NaCl). Ces substances font fondre la glace et la neige non pas parce qu'elles produisent de la chaleur, mais parce qu'une fois dissoutes dans l'eau, elles abaissent le point de congélation de l'eau elle-même. Ce phénomène, l'abaissement cryoscopique, est un exemple classique des propriétés colligatives découlant de la loi de Raoult.
Le mot « colligatif » exprime l'idée que seul le nombre de particules compte, pas leur nature. À molalité égale, CaCl2 se dissocie dans l'eau en Ca2+ et deux ions Cl-, soit trois particules au total, ce qui produit un abaissement cryoscopique environ trois fois plus important qu'un non-électrolyte qui ne se dissocie pas, comme le saccharose. C'est l'une des raisons pour lesquelles CaCl2 peut agir comme un fondant plus puissant que NaCl en plus petites quantités (bien que son effet corrosif sur le béton soit une considération distincte).
Le même principe s'applique dans le sens inverse à l'élévation ébullioscopique. Ajouter du sel à l'eau des pâtes élève effectivement légèrement son point d'ébullition, mais aux quantités utilisées en cuisine domestique, la hausse reste bien inférieure à 1 °C, loin de suffire à faire bouillir l'eau nettement plus vite. La raison principale d'ajouter du sel est en réalité d'assaisonner les pâtes ; l'élévation ébullioscopique n'est qu'un effet secondaire chimique mineur.