Les Solutions PDF

Les Solutions *Je te conseille de bien être au point avec les tableaux d'avancement avant de commencer ce cours.* **[I / Définitions / Rappels :]** **Solution =** Mélange **homogène** fait de **plusieurs corps purs** miscibles entre eux. Une solution peut aussi être **solide**, exemple de l'acier...

Les Solutions *Je te conseille de bien être au point avec les tableaux d'avancement avant de commencer ce cours.* **[I / Définitions / Rappels :]** **Solution =** Mélange **homogène** fait de **plusieurs corps purs** miscibles entre eux. Une solution peut aussi être **solide**, exemple de l'acier qui est une solution de fer et de carbone. Possible aussi de trouver des solutions **gazeuses**. *Exemple : pastis et lait = émulsion, ce sont des petites gouttes dispersées dans de l'eau, pas une solution car pas miscible.* **Solvant =** Composé **très** largement **majoritaire** dans la solution. S'il n'y à pas assez de solvant, on parle de mélange. Par exemple, l\'air est un mélange car il y à bien trop de diazote *(80%)*. **Soluté =** Composé **très** largement **minoritaire** dans la solution. **[II / Caractéristiques Quantitatives :]** Quand on parle d'une solution, le paramètre le plus important est **la concentration** = proportion de soluté dans la solution. Une quantité peut s\'exprimer en masse, en volume ou en mole, même si toutes se valent, il existe donc **différentes manière d'exprimer cette concentration** : *(A noter que l'on ne fait pas volume sur mol)* **[A / Fraction et Pourcentage Massique :]** Il existe différentes façons d'utiliser la masse pour exprimer la concentration. **[Titre massique :]** **Le titre massique** correspond à **la masse de soluté sur la masse de solvant**. **[Avec : ]** - **ti** =\> titre massique **sans unité** - **mi** =\> masse de soluté **en kg** - **m*solvant*** =\> masse de solvant **en kg** **[Pourcentage massique :]** On peut aussi calculer **la fraction massique** *(xi)* afin d'obtenir **le pourcentage massique** *(%mi)* qui correspond **au pourcentage de soluté dans la solution**.  **[Les parties par million :]** On peut aussi se servir des **parties par million** *(ppm)* ou **partie par milliard** *(ppb, b, car en anglais milliard = billion)*, qui correspondent **au nombre de particules de soluté pour un million/milliard de particules de solvant**. C'est une sorte de pourcentage au final. Comme tu peux le voir, comme **c'est une sorte de pourcentage**, on réutilise **la fraction massique xi**. **[B / La Masse Volumique :]** Fait le lien entre **la masse de solvant** et **le volume de solution**. **[Avec : ]** - **pi** =\> masse volumique **en kg.m-3 ou g.L-1** *(équivalent)* - **mi** = masse de soluté **en kg** - **V*solution*** =\> volume total de solution **en m-3** A noter que l'on peut aussi parler **de titre partiel**, en divisant **la masse de soluté** non pas par **le volume total de solution**, mais par **le volume total de solvant**. **[C / La Fraction Volumique :]** Elle permet de faire le lien **entre deux volumes**.  **[Avec : ]** - **xi (V/V)** =\> fraction volumique **sans unité** - **Vi** = volume de soluté **en m-3** - **V*solution*** =\> volume total de solution **en m-3** **Cette fraction volumique peut aussi s'exprimer selon un ratio**, par exemple on peut parler **d'une solution diluée à 10 pour 2 =\> 10 : 2**, ce qui signifie que l'on y retrouve **10 volumes de solvant pour 2 volumes de soluté** *(d'ailleurs dans ce cas là c'est plutôt un mélange, et pas une solution au vu des quantité, enfin bref)*. Ratio de 1 : 1 =\> autant de soluté que de solvant. Vous l'avez sans doute deviné, mais **cette fraction volumique peut se traduire en pourcentage**. On parle ici **de pourcentage volumique** : *(C'est la fraction volumique multipliée par 100)* Exemple : cette solution est diluée avec un volume de soluté équivalent à 0.5 % du volume total. **[D / La Molalité :]** Elle permet de faire le lien entre **la quantité de matière de soluté** et **la masse de solvant**. **ATTENTION, ne pas confondre avec la molaRité !!!** *(moyen mnémo =\> dans molalité il y a le L de Litre, donc c'est l'inverse)*  **[Avec : ]** - **bi** =\> molalité **en mol.kg-1** - **ni** = quantité de matière de soluté **en mol** - **m*solvant*** =\> masse total de solvant **en kg** A noter que c'est une mesure qui **ne varie pas avec la température**, quand on chauffe le volume change mais pas la masse, pratique ! **[E / La Molarité :]** Elle permet de faire le lien entre **la quantité de matière de soluté** et **le volume de solution**. **ATTENTION, ne pas confondre avec la molalité !!!** *(moyen mnémo =\> dans molalité il y a le L de Litre, donc c'est l'inverse)* **[Avec : ]** - **ci** =\> molarité **en mol.L-1** - **ni** = quantité de matière de soluté **en mol** - **V*solution*** =\> volume total de solution **en L** **[F / La Fraction Molaire :]** Elle permet de faire le lien entre **deux quantités de matière**.  **[Avec : ]** - **xi (mol)** =\> fraction molaire **sans unité** - **ni** = quantité de matière de soluté **en mol** - **nt** =\> quantité de matière total = de solution **en mol** **Si l'on multiplie par 100 la fraction molaire**, on obtient **le pourcentage molaire** : **Et si l'on multiplie la fraction molaire par 1 000 000**, on obtient **les ppm molaires**, c'est une unité utilisée +++ pour les gazs. **[III / Conversions :]** **[Exercice du cours : ]** - Nous sommes face à **une solution de NaCl** à **29,2 g.L-1**. - **La molarité M du NaCl pur** est de **0,0584 kg.mol-1 = 58,4 g.mol-1** *(vérifiable sur la tableau périodique)* **Quelle est la molarité de cette solution ???** c = ni/V*solution* = (m/M)/V*solution* =\> c = (29,2/58,4)/1 = **0,5 M** **Ici pas besoin du volume, comme on à une concentration en g.L-1, on prend V = 1L** **Quelle est la molarité de cette solution en Na+ et en Cl- ???** Pour celà il faut faire un tableau d\'avancement : Dans l\'eau, le NaCl se dissocie en deux ions. **Quelle est la concentration en NaCl dans la solution ???** **Bah 0 du coup** Concentration analytique de 0,5 M Concentration en soluté de 1 osmoles.L-1 **[IV / Les Osmoles :]** **[A / Principe Général :]** **C'est une notion très importante**, selon la définition stricte elle correspond au **nombre de particules osmotiquement actives dans une solution idéale**. Tu ne peux pas comprendre ce que ça veut dire à ce moment là du cours, en gros tu doit savoir que c'est **la quantité totale de soluté présent dans la solution**. Pour l'obtenir, **on additionne toutes les quantités de matière des solutés de la solution**, quelle que soit la nature des solutés. *Les formules de Cavalli semblent compliquées si tu n\'es pas familier aux maths, mais c'est très simple.* *Dans l'exercice précédent, on a eu 0,5 mol de NaCl qui s'est dissocié dans 1L d'eau en 0,5 mol de Na+ et 0,5 mol de Cl-* *0,5 + 0,5 = 1, on a donc 1 osmol.L-1 dans cette solution.* *osmol.L-1 car seules, les osmoles ne servent à rien, il faut forcément les comparer à quelque chose, ici on les compare à un volume = osmolarité.* **[Soit un tableau d'avancement : ]**  **[On à donc :]** **[Avec :]** - =\> somme des moles, qui correspond donc au nombre d'osmoles dans la solution - **na** =\> quantité de matière du soluté a **en mol** - **α** =\> coefficient de dissociation, c'est une donnée du tableau d'avancement sous la forme de fraction - **p** =\> nombre de particules qui se sont formé lors de la dissociation, en gros il faut savoir que p = b + c **[Simplification de la formule : ]**  **[Avec : ]** - i =\> facteur de Van't Hoff = 1 + α(p - 1) *aide à la compréhension =\> 1-α+p.α = 1+α(p-1)* **C'est cette formule qu'il faut retenir.** Elle permet donc de déterminer **le nombre d'osmoles dans une solution**. **[B / Osmolarité :]** Elle correspond au nombre d'osmoles **par volume de solution**. **ATTENTION à ne pas confondre avec osmolalité !!!** **[Avec :]** - **ω** =\> osmolarité **en osmoles.L-1** *(ici le prof dit L mais m-3 si on voulait bien faire)* - **i** =\> facteur de Van't Hoff = 1 + α(p - 1) - **ca** =\> molarité de la solution **en mol.L-1** Tu peux aussi prendre **le nombre d'osmoles dans la solution**, et **le diviser par le volume total**, c'est plus rapide. **[C / Osmolalité :]** Elle correspond au nombre d'osmoles **par masse de solvant**. **ATTENTION à ne pas confondre avec osmolarité !!!**  **[Avec : ]** - **ω** =\> osmolalité **en osmoles.kg-1** *(ici le prof dit L mais m-3 si on voulait bien faire)* - **i** =\> facteur de Van't Hoff = 1 + α(p - 1) - **ba** =\> molalité de la solution **en kg.L-1** Tu peux aussi prendre **le nombre d'osmoles dans la solution**, et **le diviser par la masse de solvant**, c'est plus rapide. **[V / La Concentration Ionique :]** **[A / La Normalité :]** Nous allons nous intéresser **au nombre de charges** présentes dans la solution qui correspond à ce tableau d'avancement. Pour celà il suffit de regarder **le nombre de charges** et **la quantité de matière**. Les espèce(s) positive(s) sont représentée(s) ici **par l'ion Mg2+**. Cet ion **est doublement chargé**, on multiplie alors **le nombre de mol de cet ion par 2**. Les espèce(s) positive(s) sont représentée(s) ici **par l'ion Cl-**.  **On à donc ici des normalité de 0,2 N**. **Rappel =\> le signe qui désigne la concentration est "\[\...\]"**. **[B / La Conductivité :]** Il existe deux manières de conduire de l'électricité : via **des mouvements d'électrons au sein de la matière**, ou via **des mouvements d'ion dans une solution**. L\'aptitude à conduire l'électricité est appelée la conductivité. **[Elle dépend de plusieurs facteurs dans une solution :]** - La concentration en ions - La charge des ions - La conductivité molaire des ions = caractéristique propre à chaque ion. **[Formule de la conductivité : ]** **[Avec :]** - **σ** =\> conductivité **en S.m\^-1** - **λi** =\> conductivité molaire de l'ion i **en S.m\^2.mol\^-1**, donné dans l'énoncé. - **zi** =\> le nombre de charge portés par l'ion i **sans unité** - **ci** =\> la concentration de l'ion i dans la solution **en mol.m\^3** **La force ionique** est aussi une caractéristique d'une solution ionique. Elle permet de décrire **l'activité des ions de la solution**. **[Formule de la force ionique : ]** **[Avec :]**  - **I** =\> force ionique - **zi** =\> le nombre de charge portés par l'ion i **sans unité** - **ci** =\> la concentration de l'ion i dans la solution **en mol.m\^3** **[VI / La Dilution :]** **[A / Généralités :]** Nous avons dit que la principale caractéristique d'une solution est **sa concentration**. Il est possible **d'augmenter sa concentration** en **ajoutant du soluté** ou **en enlevant du solvant** par **osmose** ou **évaporation**. Il est possible **de baisser sa concentration** en effectuant **une extraction liquide-liquide** grâce à un solvant n°2 ayant une plus grande affinité avec le soluté que le lovant n°1, ou alors **en diluant notre solution**. La dilution consiste à **ajouter un certain volume de solvan**t à la solution afin **de réduire sa concentration**. **[B / Les Calculs :]** Dans les formules suivantes nous utiliserons **des quantités de matière sur un volume** *(je le précise car comme dit précédemment une concentration peut s'exprimer de plein de façon différentes)*. Une solution possède **une concentration initiale**. Ici on obtient donc une concentration **en mol.m\^-3** *(le m\^3 est l'unité de volume du système international, donc lorsque que ce n'est pas précisé, V est toujours en m\^3)* **[Si l'on manipule cette formule, obtient ce résultat :]** Or, nous parlons ici de la dilution, l'objectif est **de passer d'un volume de solution** **V*ini***, **à un volume de solution** **V*final*** **moins concentré en soluté**. Pour cela nous allons **ajouter du solvant**. Celà signifie donc que **la quantité de matière de soluté va rester identique au cour de processus**, on définit donc l'égalité **n*ini* = n*final*** et donc **n*final* = c*ini*.V*ini*** Bien sûr je précise que **n*final* = c*final*.V*final*** **[On peut donc dire que :]** La principale difficulté de cette partie sur la dilution sera **de manipuler les formules dans tous les sens**. Je te conseille donc de noter quelque part toutes les possibilités de réécriture de cette formule. **[C / Exercice d'Exemple :]** **Nous sommes face à une solution de 45 mL que l'on veut diluer au 10ème**. Celà signifie que la concentration finale sera 10 fois plus petite que la concentration initiale. **Quelles sont les deux possibilités pour diluer cette solution ???**  **[On a donc dit que : ]** **[On sait que : ]**  **[Donc : ]** ⇔ ⇔  **[Pour finir obtient : ]** **ou** On peut donc passer d'un volume de 45 mL à 450 mL, **il faut ajouter 405 mL de solvant**. La deuxième possibilité serait **de prélever 4.5 mL de la solution initiale** et **d'ajouter 41.5 mL de solvant**. **[VII / Les Solutions/Mélanges Idéaux :]** **Une solution idéale** est une solution **dont les caractéristiques physiques** *(viscosité, T d\'ébullition ext..)* **sont quasiment identiques** à celle **du solvant pur**. **[Pour obtenir une solution idéale, il y à plusieur façons de procéder : ]** - **Ajouter un gaz parfait =\>** incapable d'intéragir avec quoi que ce soit. - **Ajouter un solvant avec des caractéristiques très semblables**. Par exemple, de l'éthanol avec du propanol, par contre de l'éthanol avec du benzène ça ne marcherait pas. - **Très fortement diluer la solution =\>** Même si soluté et solvant ont des caractéristiques très différentes, la différence deviendra négligeable. Aux partiels, on considère que toutes les solutions sont idéales, sauf si le contraire est précisé dans l'énoncé. **[Note intéressante sur la non-additivité des volumes :]** - La masse et la quantité de matière sont **des données additives de la matière**. 1 mol de plomb et 2 mol de soufre ferons toujours 3 mol de matière. - **Le volume n'est pas une donnée additive de la matière.** - Par exemple 1L d'eau + 1L d'éthanol = 1.86L de solution - En fait, les molécules d'eau vont se loger entre les espaces qui séparent les molécules d'éthanol. **[VIII / L\'Évaporation :]** **[A / Principe de Base :]** **[Pour s'évaporer une molécule doit remplir deux critère : ]** - **Être à la surface**, afin de subir le moins possible les forces de Van der Waals. - **Avoir suffisamment d\'énergie pour quitter la surface**, l\'énergie cinétique de la molécule *(sa chaleur)* doit être plus forte que les forces qui la maintiennent liée aux autres *(forces de VdW)*. **[B / La Tension de Vapeur :]** Si l'on a évaporation, **les molécules vont quitter la surface pour créer un gaz** qui respectera la loi des gazs parfaits. Ce gaz possède **une pression partielle P *a***. Prenons l'exemple **d'un bocal rempli à moitié d'eau** que l'on chauffe **jusqu'à une température T**. L'eau va se mettre **à s'évaporer en vapeur d'ea**u, ce qui va **augmenter la pression au sein du bocal**, car **la pression totale est la somme de toutes les pressions partielles**. On pourrait imaginer que la pression **va augmenter constamment**, jusqu'à ce que **toute l'eau se soit évaporée**. Or ce n'est pas le cas. En effet, selon **la répartition énergétique des molécules dans ce gaz**, il existe des atomes **avec une faible énergie**. Ces atomes vont donc **se condenser et redevenir liquide**. On à donc dans le bocal **une vitesse d'évaporation** et **une vitesse de condensation**, pour une température T, ces deux phénomènes vont atteindre **un état d'équilibre**. Ainsi, la pression P *a* au sein du bocal va **se stabiliser autour d'une certaine valeur**, cette pression est appelée **la tension de vapeur**, c'est une valeur **qui dépend de la température du liquide**. **La tension de vapeur**, ou **pression de vapeur saturante**, correspond donc à **la pression partielle que va prendre la vapeur d'un liquide pur** à **une température donnée**. Elle **augmente** avec la température. **On la note P\***. **[C / Exo d'Application, Que Sais-je ? :]** **Dans un hammam la sueur ne peut pas s'évaporer, c'est pour celà que l'on a très chaud.** **Vrai ou faux ???** On sue afin que **la sueur s'évapore** en **utilisant notre chaleur**. Selon ce qu'on vient de voir, lorsque **la pression partielle de vapeur** atteint **la valeur de la pression de vapeur saturante**, alors on arrive à **une situation d'équilibre** ou il y a autant de matière **qui s'évapore** que de matière **qui se condense**. L'air dans le hammam **est saturé en vapeur d'eau**, ainsi **la sueur s'évapore en nous volant de la chaleur**, mais au même moment **une même quantité de vapeur se condense sur notre peau en nous donnant de la chaleur**. Notre température corporelle **n'est plus régulée correctement** et tend **vers la température ambiante**. **Vrai**. Dans un sauna **l'air est sec**, la sueur peut donc **s'évaporer plus vite qu'elle ne se condense**, et la T ambiante peut donc être **bien plus haute**. **[D / L\'Ébullition :]** Ici, le passage à l'état gazeux **ne se fait plus uniquement à la surface**. La bulle est **une portion de gaz entourée de liquide**. Dans la bulle de vapeur, **du liquide va s'évaporer** et **du gaz va se condenser**. **La pression au sein de la bulle** va être **égale à la tension de vapeur du liquide**. **[Ainsi, il s'exerce sur la bulle : ]** - **La pression de la colonne d'eau au-dessus d'elle**, **P= ρ\*g\*h**. - **La pression atmosphérique**, bien plus forte que la pression de la colonne. Comme la pression au sein de la bulle **est égale à la tension de vapeur**, si **la somme** de ces deux pressions **est plus forte que la pression de vapeur saturante**, alors **la bulle s\'effondrera et ne pourra pas exister**. A savoir qu'il est impossible pour une bulle **de se former spontanément**, elle part forcément **d'un défaut** du récipient qui contient le liquide, on parle ici **de site de nucléation**. La tension de vapeur augmente avec la température, ainsi, plus la pression atmosphérique est faible, moins le liquide à besoin de chaleur pour entrer en ébullition. Ci-dessus un exemple avec la cas de l'eau : A 100 C°, la tension de vapeur de l'eau est de **101 325 Pa**, ce qui est suffisant pour entrer en ébullition **à une altitude h=0**. A 3000m d'altitude, la pression est plus faible et l'eau peut bouillir à une T de 90 C°. **[E / Le Degré d'Humidité :]** Dans l'air, il y a de la vapeur d'eau. Le degré d'humidité définit la quantité d'eau que l\'on y trouve. **[La formule du degré d'humidité est : ]**  **[Avec : ]** - **P*H2O*** =\> pression partielle en eau **en Pa**. - **P\*H2O** =\> pression de vapeur saturante de l'eau **en Pa** à une température donnée. Ainsi, le degré d'humidité **s'exprime sous la forme d'un pourcentage**, il dépend **de la pression de vapeur saturante de l'eau** et donc **de la température ambiante**. **[Exemple :]** - **Soit un air à 18 C° avec un degré d'humidité de 50%** - **Quelle est la fraction molaire x*H20* en eau dans cet air ?** **P\*H2O** à 18 degré est de 1000 Pa Selon la formule de la pression partielle, **P*H2O* = x*H20* \* Patm** Si l'on manipule la formule on obtient : **x*H20* = P*H2O* / Patm** Donc : **x*H20* = 1000 / 10\^5 = 0.01** **Il y a donc une fraction molaire en eau de 1% dans cet air**. **[La composition de l'air :]** Il est très important de noter que l'on ne trouve pas ici **la vapeur d'eau**. Pourquoi ? Car le degré d'humidité **varie beaucoup +++ à travers le globe** *(entre 0% et 8%)*, pour simplifier on parle donc ici de **la composition de l'air [sec]**. Si l'on veut **la composition exacte de l'atmosphère** à **un lieu** et à **un moment donnée**, il faut alors **le degré d'humidité** et **la température ambiante**. **[IX / Les Lois de Raoult et Henri :]** **[A / La Loi de Raoult :]** **Soit une solution diluée**. On à dit précédemment que l'évaporation d'un liquide dépend **de la surface de liquide en contact avec l'air**. Or, **si l'on ajouté un soluté** à un solvant, **la surface de solvant en contact avec l'air va baisser**. Pour un mélange dilué à 50%, la surface de solvant en contact avec l'air est divisée par 2.  Or, **la vitesse de condensation reste la même elle**, donc dans ce cas précis, réduire la vitesse d'évaporation revient **à réduire la pression de vapeur saturante du solvant**. Il faut donc **corriger** cette pression de vapeur. **Cette loi ne marche que pour les solutions idéales**. **[On obtient donc la formule suivante : ]** **[Avec :]** - **P*A*** =\> pression de vapeur saturante de l'espèce A corrigée **en Pa** = pression partielle de l'espèce A juste au-dessus de la solution **en Pa**. - **x*A*** =\> fraction molaire de l'espèce A dans la solution **sans unité**. - **P\*A** =\> pression de vapeur saturante de l'espèce A **en Pa** et **à une température donnée**. **[B / La Loi de Henry:]** Elle permet de calculer **la concentration d'un gaz** dans **un liquide**. **Soit un mélange gazeux au-dessus d'un volume de solvant liquide**. De la même manière qu'avec la loi de Raoult, si l'on ajoute **un soluté a à cette solution gazeuse**, la surface de gaz en contact avec le solvant liquide **va baisser**. **Donc la vitesse de condensation/solubilisation de gaz dans le solvant liquide va baisser**.  Ainsi, **la concentration d'un gaz dans un liquide** est **proportionnelle** à **la pression partielle en gaz au-dessus du liquide**. Mais comment fait-on pour calculer cette concentration ??? Comme on parle de gaz, **il y a plein de façons différentes** d'écrire la formule. Mais dans tous les cas, nous allons avoir besoin **d'une constante donnée dans l'énoncé et propre à chaque gaz** nommé **constante de Henry**, comme dit plus tôt, cette constante peut s'écrire sous plein d'unités différentes pour une température donnée. **Cette loi ne marche que pour les solutions idéales**. **[On définit : ]** - **H*Pc*** en **atm par mol.L\^-1** - **H*cP*** en **mol.L\^-1 par atm** - **H*Px*** en **atm** - **H*cc* sans dimension** **[Exemple : ]** - **Quelle est la masse en dioxygène dissous dans 1 L d\'une eau à 25 C° ?** - On donne **H*Pc* = 769,23** pour cette pression *(fixée à 1 atm par défaut)* et cette température. On à donc ici une constante de Henry en fonction de **la pression partielle du gaz considéré en atm** et de **la molarité en mol.L\^-1**. Il y a 20% de dioxygène dans l'air, sa pression partielle en atm est donc **de 0,2** On a donc **H*Pc* = P*O2* / c*O2*** Si l'on manipule la formule on a : **c*O2c* = P*O2* / H*Pc*** Et on remplace par les valeurs : **c*O2c* = 0,2 / 769,23 = 0,00026 mol.L\^-1** **Ce qui équivaut à 8,32 mg-L\^-1 de dioxygène dans une eau à 25 C° et à une pression de 1 atm**. **[C / L\'Élévation Ébullioscopique :]** La fraction molaire **étant forcément inférieure à 1**, la pression de vapeur corrigée **est toujours plus faible que la pression de vapeur du solvant pur**. **Ainsi, la température d'ébullition augmente si on ajoute du soluté**. Mais comment calculer cette augmentation ???  **[Formule : ]** **[Avec :]** - =\> variation de la température d\'ébullition **en kelvins**. - K*eb* =\> constante ébullioscopique **donnée dans l\'énoncé**. - =\> osmolalité de la solution **en osmoles.kg-1 de solvant.**  La nouvelle T d\'ébullition est donc de **+** **[Relation entre K*eb* et la masse molaire :]** *Je ne pense pas que cette formule soit vraiment utile.* *On voit bien que cette constante ne dépend que du solvant.* **[D / L\'abaissement Cryoscopique :]** Même logique que pour l'élévation ébullioscopique. **Ainsi, la température de congélation baisse si on ajoute du soluté**. **[Formule :]**  **[Avec :]** - =\> variation de la température de congélation **en kelvins**. - K*cryo* =\> constante cryoscopique **donnée dans l\'énoncé**. - =\> osmolalité de la solution **en osmoles.kg-1 de solvant.**  La nouvelle T d\'ébullition est donc de **+** **[Relation entre K*cryo* et la masse molaire :]** *Je ne pense pas que cette formule soit vraiment utile.* *On voit bien que cette constante ne dépend que du solvant.* **[X / Osmose et Pression Osmotique :]** **[A / Principe de Base :]** Au premier abord cette notion semble être hyper inutile, en réalité c'est une notion indispensable de la médecine. POV, on à **deux compartiment** séparés par **une membrane hémiperméable** *(= membrane qui laisse passer le solvant mais pas le soluté)*, d'un côté nous avons **du solvant pur dans le compartiment 1**, et de l'autre **une solution solvant + soluté dans le compartiment 2**.  Étrangement, on remarque la présence **d'un flux de solvant allant du compartiment 1 vers le compartiment 2**. Pourquoi ??? Le prof n'entre pas dans le détail, en gros c'est lié à **des notions de probabilités** et au principe thermodynamique **d'entropie**, la nature à tendance à rechercher **un uniforme désordre**. Ainsi, on constate la création **d'une force de pression** dirigée vers le compartiment 2. Cette diffusion s\'arrête lorsque **les deux compartiments auront atteint une concentration identique**, ou alors **lorsque la pression exercée par la colonne de solvant du compartiment 2 sera égale à la pression osmotique engendrée par le compartiment 1**. On définit donc **la pression osmotique** comme étant **la pression qu'il faut exercer pour empêcher un solvant de traverser une membrane hémiperméable afin de diluer une solution concentrée**. **[B / Calcul de la Pression Osmotique :]**  **[Avec : ]** - **Π** =\> pression osmotique **en Pa** - **ω** =\> osmolarité **en osmol.m\^3** - **R** =\> constante des gazs parfaits, **environ 8.31** - **T** =\> **en kelvins** **Si l'osmolarité est en osmoles [par litres], on utilise la formule :** Cette force de pression est dirigée **de la solution la moins concentrée vers la solution la plus concentrée** *(l'objectif est de diluer la solution concentrée +++)*. **[C / Différence de Pressions Osmotiques :]** Que se passe il si l'on à cette fois **un compartiment 1 avec une solution peu concentrée**, et **un compartiment 2 avec une solution très concentrée** ?  Le flux de solvant va aller **de la solution 1 peu concentrée, vers la solution 2 très concentrée**. Cependant ici nous sommes face à **deux solutions**, le compartiment 1 exerce tout de même **une force de pression sur le compartiment 2**. Alors comment faire **pour calculer la pression osmotique globale ?** **[Pour celà on utilise la formule :]** **[Avec : ]** - **ΔΠ** =\> différence de pression osmotique/pression osmotique globale **en Pa** - **Π** =\> pression osmotique **en Pa** - **ω** =\> osmolarité **en osmol.m\^3** - **R** =\> constante des gazs parfaits, **environ 8.31** - **T** =\> **en kelvins** **[Si...]** - **ΔΠ \> 0 =\>** **solution 1 hypotonique** et **solution 2 hypertonique**, flux de 2 vers 1. - **ΔΠ = 0 =\>** les deux solutions sont **isotoniques**, aucun flux de solvant. - **ΔΠ \> 0 =\>** **solution 1 hypotonique** et **solution 2 hypertonique**, flux de 1 vers 2. **[D / La Pression Osmotique Efficace :]** Jusqu'ici nous avons supposé l\'existence **de membrane parfaites** ne laissant passer **aucun soluté**. Dans la pratique de telles membranes n\'existent pas. **Les membranes sont sélectives**, elles laissent passer **certaines solutions, mais d'autres pas**. Dans ce cas, **dans le calcul de la P osmotique**, il faut comptabiliser **uniquement les osmoles de soluté que la membrane ne laisse [pas] passer**, le reste compte **pour 0**.  C'est ainsi que l'on définit **la pression osmotique efficace**, c\'est-à-dire la P osmotique **qui ne tient pas compte des solutés qui peuvent passer à travers la membrane**. Par exemple, dans le cas d'une cellule, **l'urée** et **le glucose** sont capables **de traverser sa membrane**, l'osmolarité **ω** de ces deux espèces **ne comptent donc pas** dans le calcule de la pression osmotique qui s'exerce sur la cellule. **[On a dans le cas de la cellule : ]**  **[E / L'Osmose Inverse :]** **Si l'on appuie suffisamment sur la solution très diluée avec un piston**, on devrait pouvoir **forcer le solvant à passer de l'autre côté de la membrane**. On pourrait ainsi **transformer la solution en solvant pur**. C'est une sorte **d'ultrafiltration**, on parle ici **d'osmose inverse** *(on parle de filtration sur les suspension, ici on est face à une solution)*, qui est utilisée dans la vraie vie pour **purifier l'eau de mer en eau douce**. C'est aussi le phénomène qui à lieu **dans tes reins** pour **séparer le sang de l'urine**. Pour effectuer cette ultrafiltration, **il faut exercer sur la solution une force supérieure à celle de l'osmose**. **[Exemple sur de l'eau de mer : ]** - L'eau de mer est une solution d'eau et de NaCl à **35 g.L\^-1** - Nous faisons l'hypothèse que le sel est **le seul soluté de l'eau de me**r et que nous sommes face à **une solution idéale**. - On considère que **T = 27C°** **Quel pression faut-il exercer sur l'eau de mer afin d'observer le phénomène d'osmose inverse ???** - Le NaCl à une masse molaire de **55.44 g.mol\^-1** - Le NaCl se dissocie dans l'eau en Na+ et en Cl-, l'osmolarité de cette solution est donc **de 1.2 osmol.L\^-1**  - Le calcul de la pression osmotique est : - Le résultat est **2 993 095.8 Pa**, ce qui équivaut environ à **une pression de 30 Bar**. **[XI / Les Solution Non-Idéales :]** Il existe **deux manières** pour faire face à une solution non-idéale 1. **Changer/corriger l'équation :** **[Avec : ]** - a =\> constante spécifique à un gaz donnée et donc **présent dans l'énoncé**. - b =\> constante spécifique à un gaz donnée et donc **présent dans l'énoncé**. 2. **Changer/corriger le comportement du soluté :** Mdr pas compris flemme + si ça tombe aux partiels je jure je me coupe une main. *By Madonna*