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11 • Changements d’état physique de la matière – Diagramme de phases
Exercice 11.14
On dissout 12,7 g de chlorure de fer II (FeCl 2 ) dans 100 mL d’eau, puis on
détermine la température de congélation commençante de la solution obtenue.
a) Quelle température peut-on a priori s’attendre à trouver ? (K fus pour l’eau
ϭ 1,86 °C/mol.kg –1 ).
b) La valeur expérimentale est – 5,58 °C. Comment peut-on expliquer cet
écart important avec la prévision ?
c) Il existe également un chlorure de fer III (FeCl 3 ). Une solution de ce chlorure de même molalité que celle de FeCl 2 aurait-elle le même point de congélation qu’elle ?
d) Le composé PtCl 6 K 4 montre un ⌬T fus cinq fois plus grand que la valeur
calculée par la loi de Raoult. Que peut-on en déduire quant à la nature des
espèces présentes dans sa solution ?
Solution
a) La molalité m ϭ 1 mol.kg –1 ; ⌬T fus ϭ 1,86 °C ; T fus ϭ – 1,86 °C.
b) L’abaissement mesuré est le triple de celui qu’on attendait. Ce facteur 3 ne prend-il pas une
signification particulière si on le rapproche de la formule FeCl 2 ?
Ce chlorure est formé de trois ions : un ion Fe 2ϩ et deux ions Cl – . Comme tous les composés
ioniques solubles dans l’eau, ils s’y dissocient totalement en ions, de sorte que la solution ne
contient pas des molécules FeCl 2 (qui n’existent d’ailleurs pas non plus dans le cristal) mais
uniquement des ions Fe 2ϩ et Cl – . Chaque entité FeCl 2 dissoute produit trois ions dans la solution, de sorte que tout se passe comme si la molalité était le triple de celle qu’on calcule en moles
de FeCl 2 (souvenez-vous que l’abaissement du point de congélation dépend du nombre d’entités
par kg de solvant, et non de leur nature).
c) FeCl 3 se dissocie en quatre ions, un ion Fe 3ϩ et trois ions Cl – . La molalité effective est donc
quatre fois plus grande que la molalité calculée pour FeCl 3 , et l’abaissement du point de congélation est quatre fois plus grand : ⌬T fus ϭ 1,86 °C ϫ 4 ϭ 7,44 °C.
d) Le résultat expérimental indique que ce composé se dissocie en cinq ions. Comme il n’y a
aucune raison de penser que quatre seulement des six Cl s’ionisent, il est très vraisemblable que
ce sont les quatre K qui se dissocient en se séparant d’un ion complexe PtCl 6
4– qui, lui, reste
entier car il est de nature covalente (vous pourriez du reste essayer d’imaginer sa formation et
d’établir sa formule de Lewis, par exemple à partir d’un ion central Pt 2ϩ et de six ions Cl –
[Ex. 4.2]).
Toutes les questions tournent autour des écarts qu’on observe, pour certains types
de composés, entre l’abaissement de point de congélation calculé et la valeur expérimentale. Vous n’inventerez pas l’explication ; recherchez donc d’abord (si vous ne
vous en souvenez pas) la cause qui peut provoquer ces écarts.
11 • Changements d’état physique de la matière – Diagramme de phases
Exercice 11.14
On dissout 12,7 g de chlorure de fer II (FeCl 2 ) dans 100 mL d’eau, puis on
détermine la température de congélation commençante de la solution obtenue.
a) Quelle température peut-on a priori s’attendre à trouver ? (K fus pour l’eau
ϭ 1,86 °C/mol.kg –1 ).
b) La valeur expérimentale est – 5,58 °C. Comment peut-on expliquer cet
écart important avec la prévision ?
c) Il existe également un chlorure de fer III (FeCl 3 ). Une solution de ce chlorure de même molalité que celle de FeCl 2 aurait-elle le même point de congélation qu’elle ?
d) Le composé PtCl 6 K 4 montre un ⌬T fus cinq fois plus grand que la valeur
calculée par la loi de Raoult. Que peut-on en déduire quant à la nature des
espèces présentes dans sa solution ?
Solution
a) La molalité m ϭ 1 mol.kg –1 ; ⌬T fus ϭ 1,86 °C ; T fus ϭ – 1,86 °C.
b) L’abaissement mesuré est le triple de celui qu’on attendait. Ce facteur 3 ne prend-il pas une
signification particulière si on le rapproche de la formule FeCl 2 ?
Ce chlorure est formé de trois ions : un ion Fe 2ϩ et deux ions Cl – . Comme tous les composés
ioniques solubles dans l’eau, ils s’y dissocient totalement en ions, de sorte que la solution ne
contient pas des molécules FeCl 2 (qui n’existent d’ailleurs pas non plus dans le cristal) mais
uniquement des ions Fe 2ϩ et Cl – . Chaque entité FeCl 2 dissoute produit trois ions dans la solution, de sorte que tout se passe comme si la molalité était le triple de celle qu’on calcule en moles
de FeCl 2 (souvenez-vous que l’abaissement du point de congélation dépend du nombre d’entités
par kg de solvant, et non de leur nature).
c) FeCl 3 se dissocie en quatre ions, un ion Fe 3ϩ et trois ions Cl – . La molalité effective est donc
quatre fois plus grande que la molalité calculée pour FeCl 3 , et l’abaissement du point de congélation est quatre fois plus grand : ⌬T fus ϭ 1,86 °C ϫ 4 ϭ 7,44 °C.
d) Le résultat expérimental indique que ce composé se dissocie en cinq ions. Comme il n’y a
aucune raison de penser que quatre seulement des six Cl s’ionisent, il est très vraisemblable que
ce sont les quatre K qui se dissocient en se séparant d’un ion complexe PtCl 6
4– qui, lui, reste
entier car il est de nature covalente (vous pourriez du reste essayer d’imaginer sa formation et
d’établir sa formule de Lewis, par exemple à partir d’un ion central Pt 2ϩ et de six ions Cl –
[Ex. 4.2]).
Toutes les questions tournent autour des écarts qu’on observe, pour certains types
de composés, entre l’abaissement de point de congélation calculé et la valeur expérimentale. Vous n’inventerez pas l’explication ; recherchez donc d’abord (si vous ne
vous en souvenez pas) la cause qui peut provoquer ces écarts.