MELANGES

Solvant

Espèce majoritaire : liquide

Soluté

Espèce minoritaire : solide, liquide, gaz

Solution cristalloïde

Petites molécules dont la masse molaire est inférieur à 1 kg/mol

Solution macromoléculaire

Grosses molécules, cas limite avec les états dispersés

Solution idéale

Interactions entre les molécules de solvant inchangées par la présence de solutés, solutions diluées contenant peu de soluté

Phénomène de saturation

Existence d'une quantité finie de soluté solide susceptible de se dissoudre dans un solvant

Evolution des quantités

n se conserve

Evolution des volumes

Non prévisible

Fraction molaire

Fraction de masse

Concentration pondérale

en kg/L

Concentration molaire ou molarité

en mol/L

Concentration molale ou molalité

en mol/kg

Titre

Concentration équivalente pour les ions

en Eq/L

Concentration osmolaire ou osmolarité

en osm/L

Concentration osmolale ou osmolalité

en osm/kg

Proportionnalité pour des faibles concentrations

Proportionnalité des phénomènes avec la concentration

Proportionnalité pour des fortes concentrations

Proportionnalité avec l'activité telle que a=gamme*C

Entropie des mélanges

Entropie solution idéale

Entropie gaz parfaits

Potentiel électrochimique

Potentiel chimique

La concentration de l'ion Na+ étant plus concentrée dans le compartiment 2 que dans le compartiment 1, on observe la diffusion de l'ion Na+ du compartiment 2 vers le compartiment 1

Potentiel électrique

Le compartiment 2 étant chargé négativement, on observe la migration électrique de l'ion Na+ du compartiment 1 vers le compartiment 2

Equilibre de Nernst

Equilibre atteint quand le flux lié à la force électrique est égal au flux lié à la diffusion de l'ion

Propriétés colligatives

Il y a moins d'eau dans une solution que dans de l'eau pure

Potentiel chimique de l'eau

Potentiel chimique du solvant

Osmose

Influence du soluté sur la répartition du solvant entre deux phases liquides

Pression osmotique

Equation d'osmose

Loi de Van't Hoff

Travail osmotique

Milieu hypotonique

Entrée d'eau dans les globules rouges jusqu'à les faire exploser : turgescence

Milieu hypertonique

Sortie d'eau des globules rouges : plasmolyse

Solutés isotoniques classiques

Glucosé à 5%
Sérum salé à 9%
Bicarbonates à 14%

Loi de Raoult - principe

Traduit l'influence du soluté sur la répartition du solvant entre la phase liquide et la phase vapeur
Evaporation du solvant pur si la pression partielle est plus faible que la pression saturante

Effet de l'ajout d'un soluté

Diminution de Psat au-dessus de la solution
Augmentation de la température d'ébullition
Diminution de la température de fusion

Constante d'ébulliométrie

Loi de Raoult

Loi de Henry

Constantes de l'eau

Masse volumique rho=1000 km/m3
Fusion T=0°C
Ebullition T=100°C
1K=1/273,16 du point triple de l'eau
1 calorie=chaleur spécifique de 1g d'eu

Moment dipolaire de l'eau

Très intense

Constante diélectrique eau

Elevée
Effet d'écran
Excellent solvant pour les ions

Conduction eau

Bon conducteur thermique
faible conduction électrique pour l'eau pure

Tension superficielle eau

Elevée

Mobilité eau

Grande, viscosité peu élevée

Expansion eau

L'eau glace prend plus de place que l'eau liquide

Différentes chaleurs de l'eau

Chaleur de fusion très élevée
Chaleur de vaporisation très élevée
Chaleur spécifique élevée

Constante de cryométrie