LES ébullioscopie, l'un des quatre propriétés colligatives, étudie le comportement du point d'ébullition d'un solvant lors de la réception d'un soluté non volatile. Les autres propriétés colligatives sont tonoscopie, cryoscopie et osmoscopie.
Remarque: un soluté non volatil est une substance qui a une haute point d'ébullition et un point de fusion bas et capable de se dissoudre dans un certain solvant.
De manière générale, lorsqu'un soluté non volatil est ajouté à un solvant, il est difficile pour le solvant de s'évaporer. Ainsi, une température plus élevée est nécessaire pour pouvoir évaporer le solvant. À ébullioscopie, cette augmentation du point d'ébullition du solvant est étudiée.
Cette difficulté provoquée par le soluté dans l'évaporation du solvant, c'est-à-dire l'élévation de la température d'ébullition du solvant, est directement liée au type de soluté présent dans la solution. Les types possibles de soluté sont :
Soluté ionique: lorsqu'il est ajouté à l'eau, ioniser ou se dissocie, en remplissant la solution d'ions. Exemples: sel, base, acide.
soluté moléculaire: lorsqu'il est ajouté à l'eau, il ne s'ionise pas, maintenant la forme moléculaire. Exemples: glucose, saccharose.
Plus le nombre de particules dans le solvant est élevé, plus le ébullioscopie, c'est-à-dire que plus le point d'ébullition du solvant est élevé. Ainsi, dans les solutions ioniques, le point d'ébullition de l'eau a tendance à être toujours plus élevé que le point d'ébullition des solutions moléculaires, tant qu'elles sont à la même concentration.
Les formules utilisées dans calculs d'ébullioscopie
Pour effectuer les calculs de la ébullioscopie, on a les formules suivantes :
Formule de calcul de la variation de température d'ébullition
te = t-t2
Dans cette formule, on calcule la variation de la température d'ébullition en soustrayant la température d'ébullition du solvant, existant dans la solution, de la température d'ébullition du solvant pur.
Remarque: L'acronyme Δte peut également être appelé élévation du point d'ébullition du solvant.
Formule de calcul de l'échauffement d'ébullition faisant intervenir le molalité
te = Ke. W
C'est une formule qui, pour être utilisée, dépend de la connaissance de la constante d'ébullioscopie, qui est liée au solvant présent dans la solution, et de la molalité (W). Chacune de ces variables a une formule particulière.
Le facteur de correction de Van't Hoff (i) peut également apparaître dans cette formule, cependant, seulement si le soluté non volatil présent est ionique.
te = Ke. Wi
Remarque: pour déterminer le Facteur de correction de Van't Hoff, nous avons besoin du degré d'ionisation ou de dissociation du soluté et du nombre de particules (q) ionisées ou dissociées par le soluté lorsqu'il est présent dans l'eau.
Formule de calcul de la constante ébuliscopique (Ke)
Ke = RT2
1000.Niv
Dans cette formule, nous avons la constante générale des gaz (0,082), la température (toujours travaillée en kelvin) et la chaleur latente de vaporisation.
Formule de calcul de la molalité (W)
W = m1
M1.m2
Dans cette formule, il y a l'utilisation de la masse du soluté (m1 - toujours travaillé en grammes), de la masse molaire du soluté (M1) et la masse du solvant (m2 – toujours travaillé en kilogrammes).
Remarque: D'après la connaissance de la formule de molalité, si l'on remplace le W, présent dans la formule d'Δte, par sa formule respective, on aura le résultat suivant :
te = Ke.m1
M1.m2
Exemple d'application de formules dans le calcul de l'ébullioscopie
1er exemple - (Uece) Suivant les traces du chimiste français François-Marie Raoult (1830-1901), recherchant l'effet ébuliométrique des solutions, un étudiant en chimie dissout 90 g de glucose (C6H12O6) dans 400 g d'eau et chauffer le tout. Sachant que Ke dans l'eau = 0,52 ºC/mol, après un certain temps, la température d'ébullition initiale trouvée par lui était: (Données: Masse molaire de glucose = 180 g/mol)
a) 99,85 °C.
b) 100,15 °C.
c) 100,50 °C.
d) 100,65 °C.
Données fournies par l'exercice :
m1= 90g ;
m2 = 400 g ou 0,4 kg (après division par 1000) ;
Ke = 0,52 ;
M1 = 180g/mole ;
t =? (température d'ébullition initiale ou température d'ébullition du solvant dans la solution).
Remarque: La température d'ébullition de l'eau (t2) vaut 100 OÇ.
Comme l'exercice a fourni les masses et la constante d'ébullioscopie, utilisez simplement les données dans l'expression ci-dessous :
t-t2 = Ke.m1
M1.m2
t-100 = 0,52.90
180.0,4
t-100 = 46,8
72
t-100 = 0,65
t = 0,65 + 100
t = 100,65 OÇ
2ème exemple - (Uece) Chlorure de calcium (CaCl2) a une large application industrielle dans les systèmes de réfrigération, dans la production de ciment, dans la coagulation du lait pour la production de fromage, et est parfaitement utilisé comme contrôleur d'humidité. Une solution de chlorure de calcium utilisée à des fins industrielles a une molalité 2 et un point d'ébullition de 103,016 °C sous une pression de 1 atm. Sachant que la constante d'ébullioscopie de l'eau est de 0,52 °C, son degré apparent de dissociation ionique est :
a) 80%.
b) 85 %.
c) 90 %.
d) 95%.
Données fournies par l'exercice :
- Ke = 0,52 ;
- W = 2 moles ;
- t = 103,016 (température d'ébullition initiale ou température d'ébullition du solvant dans la solution).
Remarque: La température d'ébullition de l'eau (t2) vaut 100 OÇ.
Comme l'exercice a fourni des données sur l'ébullioscopie, telles que Ke et la molalité, il est évident que nous devrions utiliser la formule suivante pour l'ébullioscopie :
te = Ke. W
Cependant, comme l'exercice demande le degré de dissociation, il faut travailler la formule ci-dessus avec le facteur de correction de Van't Hoff (i) :
te = Ke. Wi
De plus, pour calculer le degré, vous devrez remplacer i par son expression, qui est 1 + α.(q-1) :
t-t2 = Ké. W.[1 + .(q-1)]
103,016-100 = 0,52.2.[1+ α.(3-1)]
3,016 = 1,04.[1+ 2 α]
3,016 = 1,04 + 2,08α
3,016 – 1,04 = 2,08α
1,976 = 2,08α
1,976 = α
2,08
α = 0,95
Enfin, il suffit de multiplier la valeur trouvée par 100 pour déterminer le pourcentage :
α = 0,95.100
α = 95%
Par moi Diogo Lopes Dias
La source: École du Brésil - https://brasilescola.uol.com.br/o-que-e/quimica/o-que-e-ebulioscopia.htm
