Photographie/Physique-chimie/L'état dissous
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Les propriétés élastiques des gaz sont pratiquement indépendantes de leur nature chimique car les atomes ou les molécules sont alors suffisamment éloignés les uns des autres pour que leurs actions mutuelles soient négligeables. C'est ainsi que dans les mêmes conditions de température et de pression, tous les gaz occupent, pour un même nombre de moles, des volumes très voisins. Dans les conditions normales, O°C et 76 cm de mercure, les volumes molaires sont de l'ordre de 22,4 l. En revanche, les liquides et les solides ont des propriétés étroitement liées à leur composition chimique.
Pression osmotique
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En dispersant les molécules ou les ions d'une espèce chimique (appelée pour l'occasion "soluté") dans un solvant inerte, on crée une solution, nouveau milieu où ces molécules séparées ou ces ions font à nouveau montre de propriétés élastiques. Elles se répartissent pour commencer dans toute la masse du liquide sous l'effet d'une pression de diffusion supérieure aux forces de cohésion du liquide ou du solide qu'elles constituaient auparavant .
Cette pression osmotique est telle que si l'on place un certain volume d'une solution déterminée dans un tube fermé par une membrane semi-perméable, qui retient les molécules du corps dissous mais laisse passer celles du solvant, et que l'on plonge ce tube dans du solvant pur, le liquide s'élève jusqu'au moment où la pression hydrostatique équilibre la pression osmotique.
En appelant P la pression osmotique et V le volume occupé par la solution, on obtient une expression rigoureusement identique à la loi des gaz parfaits :
R est la constante des gaz parfaits, qui vaut 8.3 J/mole.°C
La pression osmotique créée par une mole de gaz dissous dans un volume V est égale à la pression de ce gaz occupant le même volume V à la même température.
On peut donc généraliser le postulat d'Avogadro : à l'état gazeux ou à l'état de solution étendue, dans les mêmes conditions de pression ou de pression osmotique et de température, tous les corps contiennent, sous un même volume, le même nombre de molécules.
Dissociation en ions
modifierToutefois, l'étude des pressions osmotiques d'un certain nombre de corps dissous dans l'eau révèle une valeur i fois plus grande que celle que l'on serait en droit d'attendre. Ce fait indique que les molécules en question sont au moins partiellement dissociées lorsqu'elles se trouvent en solution. Pour le sel NaCl, on trouve une valeur de i voisine de 2, qui correspond à la dissociation en ions Na+ et Cl - qui se comportent comme autant de molécules indépendantes. L'acide sulfurique, lui aussi presque totalement dissocié en deux ions H3O+ et SO4- -, donne une valeur très proche de 3.
Cependant, d'autres corps ne sont que très partiellement dissociés : par exemple, l'acide éthanoïque (ou acide acétique) CH3COOH qui donne des ions CH3COO- et H3O+ est tel que seule une fraction α des molécules se dissocie, de sorte que l'on trouve, en fractions de moles : (1-α) CH3COOH , α CH3COO- et α H3O+. En notant [X] la concentration molaire de la fraction X, en moles par litres, on obtient l'expression de la constante de dissociation de l'acide :
(à 20°C)
![{\displaystyle {\frac {\left[CH_{3}COO^{-}\right]\cdot \left[H_{3}O^{+}\right]}{\left[CH_{3}COOH\right]}}=K_{CH_{3}COOH}={\frac {\alpha ^{2}}{1-\alpha }}=1,81\cdot 10^{-5}\quad }](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/000aaed0cbeabec2f3f4130f3adacbd4fe8dccf9)
Dans le cas présent on aurait α = 4.25.10-3, l'acide est très peu ionisé.