abaissement cryoscopique

[agent_P]

Saluut, 

Je suis en train de re travailler le cours de biophysique de ce matin, et il y a un truc que j'ai pas bien compris par rapport à l'abaissement du point cryoscopique. Il est écrit que l'abaissement cryoscopique est d'autant plus important que la concentration osmolale de la solution est importante, autrement dit si j'ai bien compris, l'abaissement cryoscopique est d'autant plus important que la concentration de soluté par m3 de solvant est importante. Sauf qu'après j'ai l'impression qu'on me dit l'inverse avec la loi de la cryométrie pour les solutions idéales et les solutions réelles : 

pour une solution idéale on me dit que la solution est très diluée et donc que le soluté a une puissance pour retenir le solvant importante

et que pour une solution réelle, qui est une solution plus concentrée, il y a une quantité de soluté plus importante, ce qui fait que le soluté "n'arrive pas autant a retenir le solvant" que quand il est en quantité dilué. 

théoriquement pour ma solution idéale mon point de congélation est plus bas que pour ma solution réelle et donc le delta cryoscopique est inférieur au delta cryoscopique de la solution réelle non ? ou alors c'est l'inverse: pour ma solution réelle mon point de congélation est inférieur a mon point de congélation pour ma solution idéale ? ou alors c'est encore autre chose et j'ai vraiment rien compris. 

Quelqu'un aurait la réponse et pourrait me débloquer s'il vous plait ? :)

[bunot]

Salut, ce qui est ambigüe c'est les histoires de solutions réelles et idéales. En effet pour les solutions réelles l'abaissement cryoscopique est atténuer par le coefficient d'activé osmotique (honnêtement je serais incapable de te dire à quoi ça correspond concrètement) donc on pourrait effectivement se dire qu'une solution idéale a un abaissement cryoscopique plus important. Or si on reprend les formules... : 

- solution idéale (solution très diluée) : Δθ = - Kc Cosm

- solution réelle : Δθ = - Kc γ Cosm

... on voit que la concentration est prise en compte, donc l'abaissement de ta solution idéale sera inférieure car ça concentration est inférieure.

C'est bon pour toi ?

[windu]

Saluut, 

 

Il y a 17 heures, eosiph a dit :

Je suis en train de re travailler le cours de biophysique de ce matin, et il y a un truc que j'ai pas bien compris par rapport à l'abaissement du point cryoscopique. Il est écrit que l'abaissement cryoscopique est d'autant plus important que la concentration osmolale de la solution est importante, autrement dit si j'ai bien compris, l'abaissement cryoscopique est d'autant plus important que la concentration de soluté par m3 de solvant est importante.

Ca on est bien d'accord !

 

Il y a 17 heures, eosiph a dit :

Sauf qu'après j'ai l'impression qu'on me dit l'inverse avec la loi de la cryométrie pour les solutions idéales et les solutions réelles : 

pour une solution idéale on me dit que la solution est très diluée et donc que le soluté a une puissance pour retenir le solvant importante

et que pour une solution réelle, qui est une solution plus concentrée, il y a une quantité de soluté plus importante, ce qui fait que le soluté "n'arrive pas autant a retenir le solvant" que quand il est en quantité dilué. 

Le problème est là : en fait, ce qui définit une solution idéale ou une solution réelle n'est pas son état de dilution, c'est l'effet de l'introduction du soluté dans la solution. Pour une solution idéale, le soluté a des interactions propres qui sont identiques à celles avec le solvant et à celles propres du solvant. Au contraire, une solution réelle aura un soluté dont les interactions propres sont très différentes de celles avec le solvant ou de celles propres du solvant. Une solution réelle aura alors des propriétés chimiques modifiées avec l'ajout de soluté, tandis que ce n'est pas le cas de la solution idéale.

 

C'est pour cette raison qu'on assimile une solution très diluée à une solution idéale, puisqu'elle se rapproche de la définition d'une solution idéale où l'ajout du soluté a très peu d'impact sur les fonctions thermodynamiques de la solution (énergie identique, enthalpie identique, volume de la solution égal à la somme vol(soluté) + vol(solvant), etc...) -> mais la réciproque n'est pas correcte une solution idéale n'est pas nécessairement très diluée ! 

 

En pratique, on va surtout se trouver avec des solutés aux interactions différentes des solvants dans nos cas d'étude (solutions physiologiques) donc on aura tendance à utiliser l'état de dilution pour caractériser l'aspect idéal ou réel de nos solutions, mais pour comprendre les lois de Raoult qui ont une portée bien plus générale, il faut bien retenir que la distinction solutions réelles et idéales ne porte originellement pas sur l'état de dilution.

 

Il y a 9 heures, bunot a dit :

Salut, ce qui est ambigüe c'est les histoires de solutions réelles et idéales. En effet pour les solutions réelles l'abaissement cryoscopique est atténuer par le coefficient d'activé osmotique (honnêtement je serais incapable de te dire à quoi ça correspond concrètement)

Donc si on reprend cette histoire de coefficient d'activité osmotique, l'idée est de quantifier la modification due à l'ajout de soluté sur les fonctions chimiques de la solution, c'est une sorte de facteur de correction de la loi de Raoult, qui détermine l'écart entre ta solution réelle et une solution idéale théorique. 

 

J'espère que c'est un peu plus clair pour toi, après t'inquiète pas c'est bcp plus facile à utiliser en QCM qu'à comprendre en théorie comme ça 

[agent_P]

@windu  @bunot  

Merci beaucoup !! c'est beaucoup plus compréhensible maintenant !