Facteur Van't Hoff est un code de correction mathématique et a été proposé par le physicien et chimiste néerlandais Jacobus Henricus Van’t Hoff (1852-1911) afin de corriger le nombre de particules dispersées d'un soluté dans un solvant.
Cette correction du nombre de particules est importante car la quantité de soluté au solvant détermine l'intensité de l'effet ou la possession commune (tonoscopie, ébullioscopie, cryoscopie, osmoscopie). Ainsi, plus le nombre de particules est important, plus l'effet est important.
La nécessité de corriger le nombre de particules est due au fait que, lorsqu'un soluté ionique se dissout dans l'eau, il subit le phénomène de dissociation (libération d'ions au milieu) ou ionisation (production d'ions dans le milieu), augmentant le nombre de particules.
Le nombre de particules d'un soluté moléculaire, cependant, n'a pas besoin d'être corrigé par le facteur de Van't Hoff car ce type de soluté ne s'ionise ni ne se dissocie et, par conséquent, sa quantité n'est pas altérée.
Pour représenter ce facteur, Van't Hoff utilisé la lettre i, qui démarre une expression mathématique qui prend en compte le degré de dissociation (α) et le nombre de moles de chaque ion libéré lors de la dissolution dans l'eau (q) :
i = 1 + .(q – 1)
Remarque: Comme α est fourni en pourcentage, chaque fois que nous l'utilisons dans l'expression de la Facteur de Van't Hoff, il faut le diviser par 100 avant.
Après avoir calculé le facteur de correction de Van't Hoff, nous pouvons l'utiliser dans les situations pratiques suivantes :
Corriger le nombre de particules d'un soluté, obtenu à partir d'une masse de celui-ci ;
Pour corriger l'effet colligatif de l'osmoscopie, c'est-à-dire la pression osmotique d'une solution :
= M.R.T.i
Dans ce cas, on a la pression osmotique (π) de la solution, la concentration molaire (M), la constante générale du gaz (R) et la température de la solution (T).
Pour corriger l'effet colligatif de la tonométrie, c'est-à-dire corriger l'abaissement de la pression de vapeur maximale du solvant dans la solution :
?P = kt. Wi
P2
Pour cela, on considère l'abaissement absolu (?p) de la pression de vapeur maximale, la pression de vapeur maximale du solvant (p2), la constante tonométrique (Kt) et la molalité (W).
Pour corriger l'effet colligatif de la cryométrie, c'est-à-dire corriger l'abaissement de la température de congélation du solvant dans la solution :
?= kc. Wi
Dans ce cas, on a l'abaissement de la température de congélation du solvant (? a), la constante cryométrique (Kt) et la molalité (W).
Pour corriger l'effet colligatif de l'ébulliométrie, c'est-à-dire corriger l'élévation de la température d'ébullition du solvant dans la solution :
?te = ke. Wi
Pour cela, on dispose de l'augmentation de la température d'ébullition du solvant (tete), de la constante ébulliométrique (Ke) et de la molalité (W).
Suivez maintenant des exemples de calcul et d'application du facteur de Van't Hoff :
1er exemple : Quelle est la valeur du facteur de correction du chlorure de fer III (FeCl)3), sachant que son degré de dissociation est de 67 % ?
Données de l'exercice :
je =?
α = 67 % ou 0,67 (après division par 100)
Formule du sel = FeCl3
1ère étape : Déterminer le nombre de moles (q) d'ions libérés.
En analysant la formule du sel, nous avons l'indice 1 en Fe et l'indice 3 en Cl, donc le nombre de moles d'ions est égal à 4.
2ème étape : Utiliser les données de la formule du Facteur de Van't Hoff :
i = 1 + .(q – 1)
i = 1 + 0,67.(4 - 1)
i = 1 + 0,67.(3)
je = 1 + 2,01
je = 3,01
2e exemple: Quel est le nombre de particules présentes dans l'eau lorsque 196 grammes d'acide phosphorique (H3POUSSIÈRE4), dont le degré d'ionisation est de 40 %, y sont-ils ajoutés ?
Données de l'exercice :
je =?
α = 40 % ou 0,4 (après division par 100)
Formule acide = H3POUSSIÈRE4
1ère étape : Calculer la masse molaire de l'acide.
Pour ce faire, il faut multiplier la masse atomique de l'élément par l'indice atomique puis additionner les résultats :
Masse molaire = 3,1 + 1,31 + 4,16
Masse molaire = 3 + 31 + 64
Masse molaire = 64 g/mol
2ème étape : Calculer le nombre de particules présentes dans 196 grammes de H3POUSSIÈRE4.
Ce calcul est effectué à partir d'une règle de trois et utilise la masse molaire et la masse fournie par l'exercice, mais en supposant toujours que dans 1 mol il y a 6.02.1023 particules :
1mol de H3POUSSIÈRE498 grammes6.02.1023 particules
196 grammesx
98.x = 196. 6,02.1023
98.x = 1179.92.1023
x = 1179,92.1023
98
x = 12.04.1023 particules
3ème étape : Déterminer le nombre de moles (q) d'ions libérés.
En analysant la formule du sel, nous avons l'indice 3 en H et l'indice 1 en PO4, donc le nombre de moles d'ions sera égal à 4.
Étape 4: Utiliser les données de la formule du Facteur de Vant'Hoff:
i = 1 + .(q – 1)
i = 1 + 0,4.(4 - 1)
i = 1 + 0,4.(3)
je = 1 + 1,2
je = 2,2
5ème étape : Calculer le nombre réel de particules dans la solution.
Pour cela, il suffit de multiplier le nombre de particules trouvées à la deuxième étape par le facteur de correction :
Nombre de particules = x.i
Nombre de particules = 12.04.1023.2,2
Nombre de particules = 26 488,1023 particules.
3ème exemple: Une solution aqueuse de chlorure de sodium a une concentration égale à 0,5 mole. Quelle est la valeur de l'élévation du point d'ébullition subie par l'eau, en OÇ? Données: Ke de l'eau: 0,52OC/molal; de NaCl: 100 %.
Données de l'exercice :
je =?
α = 100 % ou 1 (après division par 100)
Molalité (W) = 0,5 molaire
Formule du sel = NaCl
Ke = 0,52OAvec molal
1ère étape : Déterminer le nombre de moles (q) d'ions libérés.
En analysant la formule du sel, nous avons l'indice 1 en Na et l'indice 1 en Cl, donc le nombre de moles d'ions est égal à 2.
2ème étape: Utiliser les données de la formule du Facteur de Van't Hoff :
i = 1 + .(q – 1)
je = 1 + 1.(2 - 1)
je = 1 + 1.(1)
je = 1 + 1
je = 2
3ème étape : Calculer l'élévation du point d'ébullition subie par l'eau, en utilisant les données fournies, le Facteur de Van't Hoff calculé dans la deuxième étape, dans la formule ci-dessous :
?te = ke. Wi
?te = 0.52.0.5.2
?te = 0,52 OÇ
*Crédit image: Boris 15/ obturateur.com
Par moi Diogo Lopes Dias
La source: École du Brésil - https://brasilescola.uol.com.br/o-que-e/quimica/o-que-e-fator-vant-hoff.htm
