Qu'est-ce que l'élévation du point d'ébullition ?
L'élévation du point d'ébullition (ou élévation ébullioscopique) est une propriété colligative : lorsqu'un soluté non volatil est dissous dans un solvant, le point d'ébullition de la solution obtenue devient supérieur à celui du solvant pur. L'ampleur de cette hausse dépend uniquement du nombre de particules de soluté présentes, et non de leur nature chimique. Ce calculateur détermine l'élévation, \(\Delta T_b\), et, en option, le nouveau point d'ébullition de la solution.
Comment utiliser ce calculateur
Saisissez trois valeurs : le facteur de van't Hoff (\(i\)), la constante ébullioscopique du solvant (\(K_b\), en °C·kg/mol) et la molalité de la solution (\(m\), en mol/kg). Vous pouvez également indiquer le point d'ébullition normal du solvant pour obtenir le point d'ébullition rehaussé. Pour l'eau, \(K_b \approx 0{,}512\ \text{°C}\cdot\text{kg/mol}\) et le point d'ébullition normal est de 100 °C.
La formule expliquée
La relation s'écrit $$\Delta T_b = i \cdot K_b \cdot m$$ Ici, \(i\) est le facteur de van't Hoff — le nombre de particules dissoutes produites par chaque unité formulaire (1 pour le sucre, environ 2 pour le NaCl, environ 3 pour le CaCl₂). \(K_b\) est une grandeur propre au solvant. \(m\) est la molalité, soit le nombre de moles de soluté par kilogramme de solvant. Le nouveau point d'ébullition se calcule simplement par $$T_b = T_b^{0} + \Delta T_b$$
Exemple résolu
Dissolvons 1 mol de NaCl dans 1 kg d'eau (\(m = 1\ \text{mol/kg}\)). Le NaCl se dissocie en ions Na⁺ et Cl⁻, donc \(i \approx 2\). Avec \(K_b = 0{,}512\) : $$\Delta T_b = 2 \times 0{,}512 \times 1 = 1{,}024\ \text{°C}$$ La solution bout alors à environ \(100 + 1{,}024 = 101{,}024\ \text{°C}\).
Constantes d'ébulliométrie (Kb) et points d'ébullition de solvants courants
La constante d'ébulliométrie \(K_b\) est une propriété du solvant qui relie la molalité d'une solution à l'élévation de son point d'ébullition selon \(\Delta T_b = i \cdot K_b \cdot m\). Des valeurs \(K_b\) plus grandes signifient que le point d'ébullition d'un solvant augmente plus fortement par mole de particules dissoutes. Le tableau ci-dessous répertorie \(K_b\) (en °C·kg/mol) et le point d'ébullition normal (à 1 atm) pour des solvants courants de laboratoire.
| Solvant | Kb (°C·kg/mol) | Point d'ébullition normal (°C) |
|---|---|---|
| Eau | 0.512 | 100 |
| Benzène | 2.53 | 80.1 |
| Chloroforme | 3.63 | 61.2 |
| Éthanol | 1.22 | 78.4 |
| Acide acétique | 3.07 | 118.1 |
| Tétrachlorure de carbone | 4.95 | 76.7 |
| Éther diéthylique | 2.02 | 34.5 |
| Camphre | 5.95 | 207.4 |
| Cyclohexane | 2.79 | 80.7 |
Notez que les valeurs \(K_b\) varient légèrement entre les sources bibliographiques selon la température de référence et la méthode de mesure ; utilisez la valeur fournie avec votre ensemble de données spécifique lorsqu'une haute précision est requise.
Facteurs de van't Hoff typiques pour les solutés courants
Le facteur de van't Hoff \(i\) rend compte du nombre de particules dissoutes que chaque unité de formule produit en solution. Les non-électrolytes tels que les sucres ne se dissocient pas, donc \(i \approx 1\). Les composés ioniques se dissocient en ions, donnant un \(i\) idéal égal au nombre d'ions. Dans les solutions réelles, l'appairage ionique réduit la valeur effective en dessous de l'idéal, donc le \(i\) observé est souvent plus faible, en particulier pour les ions de charge élevée.
| Soluté | Formule | Ions produits | i idéal | i observé approx. (dilué) |
|---|---|---|---|---|
| Saccharose | C₁₂H₂₂O₁₁ | aucun (non-électrolyte) | 1 | 1 |
| Glucose | C₆H₁₂O₆ | aucun (non-électrolyte) | 1 | 1 |
| Chlorure de sodium | NaCl | Na⁺ + Cl⁻ | 2 | ~1.9 |
| Chlorure de potassium | KCl | K⁺ + Cl⁻ | 2 | ~1.9 |
| Chlorure de calcium | CaCl₂ | Ca²⁺ + 2 Cl⁻ | 3 | ~2.7 |
| Sulfate de magnésium | MgSO₄ | Mg²⁺ + SO₄²⁻ | 2 | ~1.3 |
| Sulfate de sodium | Na₂SO₄ | 2 Na⁺ + SO₄²⁻ | 3 | ~2.5 |
| Chlorure d'aluminium | AlCl₃ | Al³⁺ + 3 Cl⁻ | 4 | ~3 (variable) |
| Acide acétique | CH₃COOH | électrolyte faible (partiel) | 1–2 | légèrement > 1 |
Utilisez le \(i\) idéal pour les estimations rapides et la valeur observée lorsque vous comparez des données expérimentales. La forte divergence du MgSO₄ par rapport à sa valeur idéale de 2 reflète un appairage ionique considérable entre les ions de charge double.
FAQ
Qu'est-ce que le facteur de van't Hoff ? Il s'agit du nombre effectif de particules qu'un soluté libère par unité formulaire lors de sa dissolution. Les non-électrolytes comme le sucre utilisent \(i = 1\) ; les composés ioniques utilisent le nombre d'ions (avec des corrections liées à l'appariement ionique à forte concentration).
Quelle unité utilise la molalité ? La molalité s'exprime en moles de soluté par kilogramme de solvant (mol/kg), et non par litre — elle ne varie donc pas avec la température.
Quelle est la valeur de \(K_b\) pour les solvants courants ? Eau 0,512 ; benzène 2,53 ; chloroforme 3,63 ; éthanol 1,22 °C·kg/mol.
