Ce sont des propriétés dépendantes du nombre de molécules de soluté et de la nature du solvant. Nous en verrons 3 différentes :

· Elévation ébullioscopique :

L’introduction d’un soluté non volatil (un solide par exemple) dans un solvant volatil induit une élévation de la température d’ébullition. Cette augmentation est donnée par l’expression suivante :

où KB est la constante ébullioscopique [K. kg. mol-1]

m soluté est la molalité des solutés [mol. kg-1]

ν est le coefficient de Van’t Hoff

Le coefficient de van’t Hoff est représentatif du nombre d’entité libéré lors de la dissolution. Voici quelques exemples :

ν de NaCl = 2 ν de Na2SO4 = 3 ν de Ca3(PO4)2 = 5

· Abaissement cryoscopique :

L’introduction d’un soluté non volatil (un solide par exemple) dans un solvant volatil induit une diminution de la température de solidification. Cette diminution est donnée par l’expression suivante :

où K cryo est la constante cryoscopique [K. kg. mol-1]

m soluté est la molalité des solutés [mol. kg-1]

ν est le coefficient de Van’t Hoff

Par exemple, le mélange « sel –eau » utilisé par les services d’épandage permettent de diminuer la température de solidification de l’eau jusqu’à – 10°C.

· Pression osmotique :

On utilise l’excès de pression hydrostatique de la solution par rapport au solvant pur. Ainsi, on trouve une loi qui ressemble fort à celle des gaz parfait :

Où Π est la pression osmotique [atm]

C soluté est la molarité [mol.L-1]

T est la température [K]

ν est le coefficient de Van’t Hoff

R est la constante des gaz parfait

= 0,08206 L. atm. Mol-1. K-1

Applications :

1°) En biologie et biochimie, on a souvent besoin de calculer la masse molaire d’une protéine.

Pour ce faire, on n’utilise cette dernière propriété. C’est pourquoi, il est intéressant de savoir mesurer la pression osmotique d’une solution (cfr figure XXIV).

La pression osmotique d’une solution donnée se mesure à partir de la différence de hauteur de la colonne d’eau. Etant donné que la solution est séparée de l’eau pure par une membrane semi – perméable, le solvant peut passer dans le compartiment de la solution (d’où l’augmentation de hauteur de la colonne d’eau).

2°) En biologie, la pression osmotique permet d’expliquer différents phénomènes : l’osmose, la turgescence et la plasmolyse.

La turgescence est un phénomène biologique naturel qui consiste en un gonflement d’une cellule par osmose (comme le montre la figure cicontre).

L’eau entre dans la cellule car celle-ci est plus riche en soluté. Elle passe à travers la membrane cellulaire qui est une membrane semiperméable.

La plasmolyse est un phénomène biologique naturel qui consiste en un dégonflement d’une cellule par osmose (comme le montre la figure cicontre).

L’eau sort de la cellule car le milieu extérieur est plus riche en soluté. Elle passe à travers la membrane cellulaire qui est une membrane semiperméable.

Dans ce type de solution, la pression en phase vapeur est principalement due au solvant car le soluté (solide) est très peu volatil. La pression de vapeur d’une telle solution est plus petite que celle du liquide (solvant) pur.

La solubilité du solide (soluté) est influencée entre autre par la température. Erronément, on dirait que plus on augmente la température, plus la solubilité augmente. Sans rentrer dans les détails, ceci peut s’expliquer par le « Principe de Le Chatelier – Van’t Hoff » (cfr chapitre 5). Prenons deux exemples,

Dans ce cas –ci, augmenter la température favoriserait donc la précipitation Dans le premier cas, la dissolution est donc endothermique alors que dans le deuxième, elle est exothermique. Ceci vient du phénomène d’hydratation (chapitre 2 point 3) qui se produit lorsqu’on met le solide dans un liquide. On observe donc la formation d’un complexe hydraté et 2 possibilités sont à envisager :

* Le système sous sa forme de complexe hydraté est plus stable que sous la forme du solide initiale. Dans ce cas, la réaction de dissolution sera exothermique : ΔH < 0

* Le système sous sa forme de complexe hydraté est moins stable que sous la forme du solide initiale. Dans ce cas, la réaction de dissolution sera endothermique : ΔH > 0

Ce type de solution est très commun et ne présente que deux propriétés intéressantes :

· La possibilité de Démixtion :

A basse température, les liquides (présents dans les solutions liquides-liquides) ont tendance à faire deux phases distinctes dans la solution. Graphiquement, on observe une courbe que l’on appelle « Courbe de Démixtion » (cfr. figure XXII). Celle-ci commence à partir d’une température particulière : « La température critique de démixtion ».

· La formation d’un eutectique :

Lorsqu’on refroidit ce type de solution, il se peut qu’on observe la formation d’un eutectique (équivalent de l’azéotrope mais pour la transition liquide – solide). Attention la composition de l’eutectique est différente de celle de l’azéotrope. En refroidissant une solution réelle, on obtient donc un solide pur et un eutectique. Sur la figure XXIII, la température de solidification de l’eutectique est inférieur à celles des liquides individuels. Ceci est utilisé dans l’industrie automobile pour le liquide de refroidissement des moteurs. Ce liquide est en fait un mélange particulier d’eau (T° de solidification = 0°C) et d’éthylène Glycol (T° de solidification = -11°C). Ce mélange forme un eutectique particulièrement intéressant (40% d’eau – 60% d’éthylène Glycol) car il a une température de solidification d’environ -51°C.

Il s’agit donc de solution liquide dans laquelle on a dissout un gaz (Les océans sont des solutions liquide-gaz par exemple). Dans ce type de solution, la pression en phase vapeur est principalement due au gaz. Ce type de mélange est régie par la loi d’Henry qui relie la composition de la solution et la pression:

où P(g) = pression du gaz au-dessus de la solution C(g) = concentration du gaz en solution [mol/L] χ (g) = fraction molaire du gaz en solution K, K’ = constante de Henry

Deux conséquences peuvent être dégagées de la loi d’Henry :

* La solubilité d’un gaz est proportionnelle à sa pression partielle

* La solubilité d’un gaz est inversement proportionnelle à la température Ces deux conséquences permettent d’expliquer pourquoi un pic de température accompagne toujours un pic de CO2. Si la température augmente, la solubilité du CO2 des océans diminue. Le CO2 est donc progressivement libérer dans l’atmosphère, d’où le pic de gaz à effet de serre. Malheureusement, ce n’est pas la seule conséquence d’un pic de température.

En effet, le dioxygène présent dans les océans est lui aussi progressivement libéré dans l’atmosphère. Ils existent donc des régions anoxies où l’oxygène s’est presque totalement libéré. Dans ces régions, on observe la destruction de l’écosystème (ex : mort des poissons).