Calculateur d'Élévation du Point d'Ébullition | Outil en Ligne Gratuit

Calculateur de l’élévation du point d’ébullition

Un calculateur d’élévation du point d’ébullition détermine de combien une solution bout à une température plus élevée que le solvant pur qui la compose. Il utilise la molalité du soluté, la constante ébullioscopique du solvant et le nombre de particules en lesquelles chaque unité de soluté se dissocie en solution.

Qu’est-ce que l’élévation du point d’ébullition ?

L’élévation du point d’ébullition est l’augmentation de la température d’ébullition qui se produit lorsqu’un soluté est dissous dans un solvant. L’eau pure bout à 100 °C à la pression atmosphérique normale. L’eau contenant du sel ou du sucre dissous bout à une température légèrement plus élevée.

Cet effet se produit parce que les particules dissoutes empêchent les molécules de solvant de s’échapper sous forme de vapeur. Il faut donc davantage d’énergie thermique pour faire bouillir le liquide, ce qui augmente le point d’ébullition.

L’élévation du point d’ébullition est une propriété colligative. Cela signifie qu’elle dépend du nombre de particules de soluté présentes dans la solution, et non de la nature de ces particules. Une molécule de sucre et une molécule de sel n’augmentent le point d’ébullition différemment que parce que le sel se dissocie en davantage de particules lorsqu’il se dissout, et non parce que les deux substances diffèrent chimiquement d’une autre manière pertinente.

Comment calculer l’élévation du point d’ébullition

La formule est la suivante :

$\Delta T_b = i \times K_b \times m$

• ΔTb est l’élévation du point d’ébullition, en °C.
• i est le facteur de van ’t Hoff, c’est-à-dire le nombre de particules produites par une unité de soluté lorsqu’elle se dissout.
• Kb est la constante ébullioscopique du solvant, en °C·kg/mol.
• m est la molalité de la solution : le nombre de moles de soluté par kilogramme de solvant, en mol/kg.

Le nouveau point d’ébullition de la solution est le point d’ébullition normal du solvant augmenté de cette élévation :

$T_b(\text{solution}) = T_b(\text{solvant pur}) + \Delta T_b$

Le facteur de van ’t Hoff

Un soluté qui reste sous forme de molécules entières en solution, comme le glucose ou le saccharose, a i = 1. Un composé ionique qui se dissocie, comme le sel de table, a un i plus élevé, car chaque unité de formule devient plusieurs particules :

• i = 1 : non-électrolytes, comme le glucose et le saccharose, qui ne se dissocient pas.
• i = 2 : NaCl et KCl, qui se dissocient chacun en deux ions, par exemple Na⁺ et Cl⁻.
• i = 3 : CaCl₂ et Na₂SO₄, qui se dissocient chacun en trois ions.

Ce sont des valeurs idéales qui supposent une dissociation complète. Les solutions réelles se comportent comme si elles se dissociaient un peu moins. Une solution de NaCl à 0,05 mol/kg a un i mesuré de 1,9 au lieu de 2, si bien que l’élévation mesurée peut être un peu inférieure à celle que prédit la formule idéale.

Constantes ébullioscopiques de solvants courants

Chaque solvant a sa propre constante ébullioscopique et son propre point d’ébullition normal. Les valeurs pour l’eau, l’acide acétique et le benzène correspondent au tableau des constantes d’élévation du point d’ébullition d’OpenStax Chemistry 2e. Le NIST indique pour l’éthanol un point d’ébullition normal de 351,5 ± 0,2 K, soit environ 78,4 °C.

Exemples détaillés

Exemple 1 : sucre dissous dans l’eau

Le sucre (saccharose) ne se dissocie pas en ions dans l’eau, donc i = 1.

• Solvant : eau, Kb = 0,512 °C·kg/mol, point d’ébullition normal 100 °C
• Molalité : 1,5 mol/kg
• Facteur de van ’t Hoff : i = 1

$\Delta T_b = 1 \times 0.512 \times 1.5 = 0.768\ °C$

La solution bout à 100 + 0,768 = 100,768 °C.

Exemple 2 : sel de table dissous dans l’eau

Le sel de table (NaCl) se dissocie en un ion sodium et un ion chlorure, donc i = 2.

• Solvant : eau, Kb = 0,512 °C·kg/mol, point d’ébullition normal 100 °C
• Molalité : 1,5 mol/kg
• Facteur de van ’t Hoff : i = 2

$\Delta T_b = 2 \times 0.512 \times 1.5 = 1.536\ °C$

La solution bout à 100 + 1,536 = 101,536 °C. À cette même molalité, le sel élève le point d’ébullition exactement deux fois plus qu’un non-électrolyte, car chaque unité dissoute produit deux particules au lieu d’une.

Comment utiliser le calculateur

1. Saisissez la molalité de la solution, en mol/kg.
2. Saisissez la constante ébullioscopique du solvant, ou choisissez un solvant courant dans la liste déroulante pour la renseigner automatiquement. Si aucun solvant n’est choisi, le calculateur suppose un point d’ébullition normal de 100 °C, valeur de l’eau.
3. Saisissez le facteur de van ’t Hoff : 1 pour un soluté moléculaire, 2 pour un sel comme NaCl, 3 pour un sel comme CaCl₂.
4. Consultez l’élévation du point d’ébullition et le point d’ébullition obtenu pour la solution.

Si la molalité est nulle, l’élévation est nulle et la solution bout au point d’ébullition normal du solvant. Les valeurs négatives ne sont pas acceptées, car la molalité, la constante ébullioscopique et le nombre de particules ne peuvent pas être négatifs.

Pourquoi l’élévation du point d’ébullition est importante

• Cuisine. L’eau salée bout à une température légèrement plus élevée que l’eau nature, mais la variation est trop faible pour modifier sensiblement, à elle seule, la vitesse de cuisson.
• Distillation et génie chimique. La connaissance de l’influence des solutés sur les points d’ébullition aide à concevoir les procédés de séparation.
• Détermination de la masse moléculaire. La mesure de l’élévation du point d’ébullition d’une solution contenant une masse connue de soluté peut servir à estimer la masse molaire du soluté ; cette méthode est appelée ébullioscopie.
• Antigel et systèmes de refroidissement. Le même principe colligatif qui augmente les points d’ébullition abaisse aussi les points de congélation, raison pour laquelle les mélanges réfrigérants contiennent des solutés dissous afin d’élargir la plage de températures à laquelle le fluide reste liquide.

Propriétés colligatives associées

L’élévation du point d’ébullition est l’une des plusieurs propriétés colligatives :

• Abaissement du point de congélation : ΔTf = i × Kf × m, où Kf est la constante cryoscopique. C’est pourquoi on répand du sel sur les routes verglacées.
• Abaissement de la pression de vapeur, décrit par la loi de Raoult.
• Pression osmotique, qui entraîne le déplacement de l’eau à travers les membranes des cellules biologiques.

Foire aux questions

Qu’est-ce que l’élévation du point d’ébullition ? Il s’agit de l’augmentation de la température d’ébullition d’un liquide lorsqu’un soluté y est dissous. C’est une propriété colligative : elle dépend donc du nombre de particules dissoutes, et non de leur nature.

Quelle est la formule de l’élévation du point d’ébullition ? ΔTb = i × Kb × m, où i est le facteur de van ’t Hoff, Kb la constante ébullioscopique du solvant et m la molalité de la solution.

Qu’est-ce que le facteur de van ’t Hoff ? C’est le nombre de particules produites par une unité de formule de soluté lorsqu’elle se dissout. Les solutés moléculaires comme le sucre ont i = 1. Les sels qui se dissocient en ions ont des valeurs plus élevées : i = 2 pour NaCl, i = 3 pour CaCl₂.

Pourquoi le sel augmente-t-il davantage le point d’ébullition de l’eau que le sucre ? À molalité égale, NaCl produit deux fois plus de particules dissoutes que le sucre, car il se dissocie en deux ions. Comme l’élévation du point d’ébullition dépend du nombre de particules, l’effet du sel est environ deux fois plus important.

L’élévation du point d’ébullition dépend-elle du soluté utilisé ? Uniquement par l’intermédiaire du nombre de particules qu’il produit. Deux non-électrolytes différents ayant la même molalité augmentent le point d’ébullition de la même quantité.

L’élévation du point d’ébullition peut-elle être négative ? Non, pour un soluté non volatil, le point d’ébullition augmente toujours et ne diminue jamais. Un soluté lui-même volatil se comporte différemment et n’est pas pris en compte par cette formule.

Références

1. OpenStax, Rice University. Chemistry 2e, 11.4 Colligative Properties. Chemistry 2e: Colligative Properties — ΔTb = Kb·m ; tableau 11.2 des points d’ébullition et des Kb pour l’eau (100,0 °C, 0,512), l’acide acétique (118,1 °C, 3,07) et le benzène (80,1 °C, 2,53) ; i mesuré = 1,9 pour NaCl à 0,05 m.
2. NIST Chemistry WebBook, SRD 69. Ethanol: Phase change data. Ethanol phase change data — température d’ébullition normale 351,5 ± 0,2 K.