Exemples de questions et discussion sur l'abaissement du point de congélation des solutions
L'abaissement du point de congélation est un phénomène colligatif essentiel en chimie des solutions. Il influence de nombreux processus biologiques, chimiques et industriels. Cet article présente plusieurs exemples d'abaissement du point de congélation et propose des analyses détaillées pour clarifier ce concept.
Comprendre l'abaissement du point de congélation
L'abaissement du point de congélation est le phénomène par lequel le point de congélation d'un solvant diminue lorsqu'on y ajoute un soluté. Cet effet est un phénomène colligatif, ce qui signifie que l'abaissement du point de congélation dépend du nombre de particules de soluté dans la solution, et non de la nature du soluté.
L'équation générale utilisée pour calculer l'abaissement du point de congélation est :
\[
ΔT_f = K_f ⋅ m
\]
De mana:
– \(\Delta T_f\) est l'abaissement du point de congélation.
– \(K_f\) est la constante caractéristique d’abaissement du point de congélation du solvant.
– \(m\) est la molalité de la solution (moles de soluté/kg de solvant).
Exemples de questions sur l'abaissement du point de congélation
Sol 1
C'est connu:
– Une solution est préparée en dissolvant 5 grammes de NaCl (masse molaire = 58.5 g/mol) dans 200 grammes d'eau.
– La constante d’abaissement du point de congélation (K_f) de l’eau est de 1.86 °C•kg/mol.
Question:
Calculez l'abaissement cryoscopique de cette solution.
Discussion:
1. Calculer la molalité de la solution (m) :
Tout d'abord, nous calculons le nombre de moles de NaCl :
\[
\text{mol NaCl} = \frac{\text{masse de NaCl (g)}}{\text{masse molaire (g/mol)}} = \frac{5 \text{ g}}{58.5 \text{ g/mol}} = 0.0855 \text{ mol}
\]
Ensuite, nous calculons la molalité (moles de soluté/kg de solvant) :
\[
molalité = (mol NaCl / masse du solvant (kg)) = (0.0855 mol / 0.2 kg) = 0.4275 m
\]
2. Calculer l'abaissement du point de congélation (\(\Delta T_f\)) :
\[
ΔT_f = K_f × m = 1.86 °C•kg/mol × 0.4275 m = 0.79545 °C
\]
Cette solution subira donc une dépression de son point de congélation de 0.79545 °C.
Sol 2
C'est connu:
– Une solution contient 10 grammes de glucose (C₆H₁₂O₆, poids molaire = 180 g/mol) dissous dans 250 grammes d'eau.
– La constante d’abaissement du point de congélation de l’eau est de 1.86 °C•kg/mol.
Question:
Quel est l'abaissement cryoscopique de cette solution de glucose ?
Discussion:
1. Calculer la molalité de la solution (m) :
Tout d'abord, nous calculons le nombre de moles de glucose :
\[
\text{mol glucose} = \frac{\text{masse de glucose (g)}}{\text{masse molaire (g/mol)}} = \frac{10 \text{ g}}{180 \text{ g/mol}} = 0.0556 \text{ mol}
\]
Ensuite, nous calculons la molalité (moles de soluté/kg de solvant) :
\[
molalité = mol de glucose / masse de solvant (kg) = 0.0556 mol / 0.25 kg = 0.2224 m
\]
2. Calculer l'abaissement du point de congélation (\(\Delta T_f\)) :
\[
ΔT_f = K_f × m = 1.86 °C•kg/mol × 0.2224 m = 0.413664 °C
\]
La solution de glucose subira donc une diminution de son point de congélation de 0.413664 °C.
Sol 3
C'est connu:
– Une solution est préparée en dissolvant 20 grammes d'urée (NH₂CONH₂, poids molaire = 60 g/mol) dans 500 grammes d'eau.
– La constante d’abaissement du point de congélation (K_f) de l’eau est de 1.86 °C•kg/mol.
Question:
Calculez l'abaissement cryoscopique de cette solution.
Discussion:
1. Calculer la molalité de la solution (m) :
Tout d'abord, nous calculons le nombre de moles d'urée :
\[
\text{mole d'urée} = \frac{\text{masse d'urée (g)}}{\text{masse molaire (g/mol)}} = \frac{20 \text{ g}}{60 \text{ g/mol}} = 0.3333 \text{ mol}
\]
Ensuite, nous calculons la molalité (moles de soluté/kg de solvant) :
\[
molalité = (mol d'urée) / (masse de solvant (kg)) = (0.3333 mol) / (0.5 kg) = 0.6666 m
\]
2. Calculer l'abaissement du point de congélation (\(\Delta T_f\)) :
\[
ΔT_f = K_f × m = 1.86 °C•kg/mol × 0.6666 m = 1.240476 °C
\]
La solution subira donc une diminution de son point de congélation de 1.240476 °C.
Sol 4
C'est connu:
– Une solution contient 15 grammes d'acide acétique (CH₃COOH, poids molaire = 60 g/mol) dissous dans 300 grammes d'eau.
– La constante d’abaissement du point de congélation (K_f) de l’eau est de 1.86 °C•kg/mol.
Question:
Quel est l'abaissement cryoscopique de cette solution d'acide acétique ?
Discussion:
1. Calculer la molalité de la solution (m) :
Tout d'abord, nous calculons le nombre de moles d'acide acétique :
\[
\text{mol d'acide acétique} = \frac{\text{masse d'acide acétique (g)}}{\text{masse molaire (g/mol)}} = \frac{15 \text{ g}}{60 \text{ g/mol}} = 0.25 \text{ mol}
\]
Ensuite, nous calculons la molalité (moles de soluté/kg de solvant) :
\[
molalité = (mol d'acide acétique) / (masse de solvant (kg)) = (0.25 mol) / (0.3 kg) = 0.8333 m
\]
2. Calculer l'abaissement du point de congélation (\(\Delta T_f\)) :
\[
ΔT_f = K_f × m = 1.86 °C•kg/mol × 0.8333 m = 1.55 °C
\]
La solution subira donc une diminution de son point de congélation de 1.55 °C.
conclusion
L'abaissement du point de congélation est un phénomène colligatif important dans de nombreuses applications scientifiques et industrielles. En comprenant comment le calculer, on peut prédire l'influence de différents solutés sur le point de congélation d'une solution. Cet article présente plusieurs exemples et explique comment calculer l'abaissement du point de congélation des solutions, vous offrant ainsi une base solide pour comprendre ce concept.
