Memoire Online - Etude de la tension superficielle des solutions d'électrolytes à concentration et pression constantes

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que la science est en mesure d'affirmer à un certain moment de son développement, et par ce que ce résultat peut toujours être remplacé

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A mon regretté ami N'LUMBU ISIENUNU SIMON dit Doyen ; A mes neveux, nièces, cousin(e)s, frères et soeurs ;

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Au terme de ce travail, nous tenons à remercier le professeur Docteur ILINGA LOPAKA Bernard, qui malgré ses multiples occupations à bien voulu assurer la direction de

Nous exprimons notre gratitude au corps professoral de la faculté des sciences, chef des travaux et assistant, particulièrement à l'assistant NGOY BOKOLOMBE LISAF'OOTSHI Pitshou pour les conseils et l'encadrement.

Nos sentiments de profonde gratitude s'adressent également au personnel du laboratoire de chimie-physique et d'écotoxicologie qui a bien voulu nous accorder le temps de travailler dans leur laboratoire.

Nous remercions aussi nos frères, soeurs et amis qui durant tout ce temps nous ont toujours soutenu de loin ou de près à l'élaboration de ce travail : MALALA NORBERT, beau-frère DANIEL MAKILA, MALALA RENE, MALALA KASONGO AIME, MALALA AGATHE, ALLENTUM JUPILE, ALLENTUM TRESOR, ALLENTUM HARDIESSE, ALLENTUM CONSOLATION, ALLENTUM TENDRESSE, ALLENTUM ALLEGRESSE, ALLENTUM BONTE, ENDURANCE NYOTA, TSHIENE MAYELE, OKITHO MAYELE, MAYELE MAKOLE, MAYELE MPIA, MAYELE DJERINDE, MAYELE MATONDO, TSHOMBE JONTE, TSHOMBE EVELYNE, TSHOMBE KUWANDE, TSHOMBE AGNES, TSHOMBE SYLVIE, TSHOMBE ANGELE, TSHOMBE IDA, TSHOMBE MADO, TSHOMBE LUFWA, TSHOMBE, MALALA ROSALIE, MALALA SUZANNE, ALLENTUM DESIRE, ALLENTUM FRANCOIS, ALLENTUM LEMBERT, TOTY ONSENGE, ESTHER BOWEYA WENDA, KONAS MUKUNA KANDA, KASANGANA KALALA, MAMPASI MAVITU, Augustin MUDIMBA, Léon OKITHO SHUNGU, l'Assistant ATIBU EMMANUEL.

Nos remerciements s'adressent aussi à nos amis du royaume de dos courbé et amis

de l'auditoire: SERGE NKASA, YOKO LIFAKE GAGA, DILUMUENE LIZADO, TSHEBWE KATENDE BILL, PASCAL IPENGO PA-MPUTU, ITITE MAYO OMWI OLE BLAISE, TRESOR ILUNG-A-BUKAS, CLOCLO MUKUMADI, LUZITISA LUFWA.

Nous tenons à remercier aussi le professeur STANISLAS PIETRZYK de l'université de Lille pour sa contribution dans ce travail.

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I.6.1. PROPRIETES GENERALES DES SOLUTIONS D'ELECTROLYTES I.6.2. ECART AUX LOIS DE RAOULT

I.6.3.LES SOLUTIONS ELECTROLYTIQUES ET LE COURANT ELECTRIQUE I.6.4. NOTION DE CONCENTRATION EQUIVALENTE

I.6.5. COEFFICIENT DE DISSOCIATION-OSMOLALITE ET OSMOLARITE D'UNE SOLUTION ELECTROLYTIQUE

II.4. PRINCIPAUX FACTEURS MODIFIANT TENSION SUPERFICIELLE II.5. APPLICATION DE LA TENSION SUPERFICIELLE.

III.2. MESURE EXPERIMENTALE DE LA TENSION SUPERFICIELLE III.3. MATERIELS ET REACTIFS

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PREMIERE PARTIE

THEORIQUE

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ou solutions s'intéressent aux propriétés ayant cours au coeur de phase. Cependant, la surface même d'un liquide présente un intérêt particulier. D'après un bon nombre d'observation, elle

A l'intérieur d'un liquide comme à sa surface[1], [2], les molécules exercent les unes sur les autres des forces d'attractions. La molécule à l'intérieur du liquide est en équilibre grâce aux forces exercées sur elle dans toutes les directions par les autres molécules.

Ce qui se trouve à la surface est aussi en équilibre même si les seules forces qui agissent sur elle proviennent des molécules situées au-dessous d'elle (au même niveau). Cette force d'attraction dirigée vers le bas et tendant à comprimer légèrement la couche de surface mais ceci seulement jusqu'à un certain point puisque cette force vers le bas est contrebalancée par une autre (de répulsion) agissant vers le haut et dûe au contact étroit (ou aux collisions) avec

les molécules situées sous sa surface. Aussi les propriétés des couches superficielles d'une

Lorsque la superficie d'un corps est peu importante, cette influence se manifeste faiblement ; mais au fur et à mesure que cette surface augmente par la suite d'une élévation du degré de dispersion du corps (degré de fractionnement) ou de l'accroissement de sa porosité, l'action des propriétés superficielles devient de plus en plus notable, elle est importante lorsque le corps possède une surface très étendue[2].

Il s'agit donc ici de phénomènes qui apparaissent à la surface de séparation entre deux phases (interface). Le rôle des interfaces est très prépondérant et les applications des phénomènes interfaciaux se rencontrent dans des domaines variés entre autres dans l'industrie alimentaire, industrie cosmétique, industrie pétrolière, industrie agricole, industrie de colle, peinture, vernis et en médecine...

Les travaux de N. Matubayasi et al [3] ont montré premièrement que : « l'énergie libre de Helmoltz croit linéairement avec la concentration des électrolytes. La variation d'entropie décroît avec la concentration du sel dans la solution ; et deuxièmement que : « la tension superficielle de l'eau augmente avec l'addition des sels inorganiques dans l'eau. ces travaux ont conclu que la force d'hydratation décroît significativement du lithium au césium

Nous avons estimé impérieux d'aborder le même aspect mais cette fois-ci, en utilisant le NaCl

et le KCl en faisant varier la concentration et en utilisant la méthode de goutte tombante avec une pipette de Duclaux.

Notre travail nous l'avons divisé en deux parties. La première partie a deux chapitres dont le premier traite l'aspect théorique générale des électrolytes. Le second parle de l'aspect général et théorique de la tension superficielle. Et la dernière partie n'a qu'un seul chapitre, dans celui-ci nous avons parlé des différents procédés de mesure de tension superficielle et avons aussi mesuré la tension superficielle de notre solution d'électrolyte de NaCl et de KCl et vient enfin la conclusion qui clôture ce travail.

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CHAPITRE I. LES ELECTROLYTES

I.1. DEFINITION [4], [5].

L'électrolyte est un composé qui donne des ions dans l'eau et celui qui reste sous forme moléculaire est un non-électrolyte. Les solutions électrolytes conduisent du courant électrique.

Les acides, les bases et les sels sont définis comme étant des électrolytes, des substances qui en solution dans l'eau, conduisent le courant électrique. Le passage du courant étant dû à la présence dans la solution, des particules chargées appelées ions. De plus, ces électrolytes sont décrits comme étant forts ou faibles selon qu'ils sont complètement ionisés

ou partiellement ionisés en solution. Les électrolytes forts existent en solution sous forme

d'ions seulement (cations, ions positifs et anions, ions négatifs) tandis que les électrolytes faibles existent surtout sous forme moléculaire

I.1.1. ELECTROLYTES FORTS [5]

Ce sont des substances qui dans l'eau se dissocient complètement en ions. Les solutions résultantes sont des solutions ioniques qui conduisent fortement l'électricité. Tel est

Hcl(aq) H⁺(aq) + Cl^-(aq) H2SO4(aq) 2H⁺(aq) + SO4^-2(aq) HNO3(aq) H⁺(aq) + NO3^-(aq) NaOH (s) Na⁺(aq) + OH^-(aq) KOH (s) K⁺(aq) + OH^-(aq)

I.1.2. ELECTROLYTES FAIBLES [5].

Ce sont des substances qui dans l'eau se dissocient partiellement en ions. Les solutions résultantes sont des solutions ioniques qui conduisent faiblement de l'électricité.

CH3COOH H⁺(aq) + CH3COO^-(aq) H2CO3(aq) H⁺(aq) + HCO3^-(aq) H2SO4(aq) H⁺(aq) + HSO4^-(aq) H3PO4(aq) H⁺(aq) + H2PO4^-(aq) HNO2(aq) H⁺(aq) + NO2^-(aq) Al(OH)3(s) Al⁺³(aq) + 3OH^-(aq)

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L'eau est une substance qui ne conduit pratiquement pas l'électricité. L'eau est un électrolyte faible. Environ deux molécules sur un milliard se dissocient en ions H⁺et ions OH^-

Expérimentalement, on a trouvé, à 25°C que l'eau se dissocie à 1,8 x 10^-7%, ce qui donne 1,0 x 10^-7d'ions H⁺et 1,0 x 10^-7d'ions OH^-.

La concentration de l'eau est tellement grande (55,6 mol/l) qu'une dissociation de

1,0 x 10^-7mole est négligeable et la concentration de l'eau ne varie pas à l'équilibre. Kc = [H⁺].[OH^-]

I.3. PHENOMENE D'HYDRATATION [6].

Lorsqu'on dissout un soluté dans l'eau, les molécules du soluté se dispersent parmi celles du solvant. Ces dernières, suite à leur polarité ( = 1,85 D) à leur possibilité de former des liaisons hydrogènes, peuvent ioniser les molécules du soluté si elles ne l'étaient pas auparavant ; et après suite à la constante diélectrique élevée de l'eau ( = 78 à 25°C), les molécules ionisées de soluté peuvent être dissociées, c'est-à-dire, séparée en ions positifs appelés cations et négatifs dénommés anions. Ces ions sont généralement solvatés (hydratés) c'est-à-dire associées aux molécules de solvant.

L'ensemble d'interaction entre le solvant et le soluté lors de la dissolution est appelé phénomène de solvatation ou hydratation dans le cas des solutions aqueuses.

L'importance de la dissociation ionique dépend aussi de la nature du solvant : l'eau est un solvant dissociant, le benzène par exemple est un solvant peu dissociant ( = 2,3). Remarquons que la dissociation d'un électrolyte faible augmente avec la dilution et avec la température.

I.4. L'ACTIVITE.

DEBYE et HÜCKEL[6] ont élaboré en 1923 une « théorie de l'attraction inter ionique » destinée à interpréter le comportement des électrolytes en solution et de rendre compte par exemple des différences entre les prévisions de la loi d'action de masses et les résultats expérimentaux.

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En fait, les ions en solutions ne sont pas totalement indépendants, mais exercent

les uns sur les autres une action à distance suite à l'attraction coulombienne. Cette interaction

est d'autant plus forte que les ions sont plus rapprochés. C'est-à-dire que la concentration est élevée. Aussi et principalement dans une solution concentrée, les électrolytes se comportent et tout se passe comme si la concentration effective des ions étaient plus faible que la concentration analytique suite à ces interactions. D'où on a introduit le terme activité, désigné par la lettre a, pour représenter cette concentration « effective » des ions.

Ainsi par exemple, tant que la concentration ionique totale de la solution est inférieure à 10^-3M ; la mesure de la constante d'équilibre est correctement donnée par l'utilisation des concentrations (molaires). Mais en solution plus concentrée, la loi d'action de masse doit, en principe être exprimée en fonction des activités.

On considère que l'activité diffère de la concentration par un facteur de correction que l'on appelle coefficient d'activité f. On a donc :

le coefficient d'activité tend vers un et l'activité vers la concentration pour des solutions suffisamment diluées.

I.5. FORCE IONIQUE.

Comme l'écart entre la concentration effective et la concentration analytique est dûe à des interactions Coulombiennes. Il sera d'autant plus grand qu'il y aura d'ions en solutions et que leur charge sera plus grande. Aussi on a défini une grandeur caractéristique d'une solution et qui dépendrait justement de ces facteurs à savoir le nombre d'ions présents

et leur charge[6]. Cette grandeur porte le nom de force ionique d'une solution. Elle est

Si l'on se place à une échelle submicroscopique (de l'ordre de la dimension des ions), la répartition uniforme et l'électroneutralité des solutions ne sont plus respectés : par exemple, au voisinage d'un ion positif, il y a en moyenne davantage d'ions négatifs que d'ions positifs, en vertu de la loi Coulombienne. On peut dire qu'un ion positif est entouré d'une atmosphère ionique ou électrique, l'ion central et son atmosphère ionique où prédominent les ions négatifs et réciproquement. Sous l'action d'un champ électrique, l'ion central et son atmosphère sont attirés en sens inverse, et on comprend que plus la concentration est grande plus cette mise en mouvement est difficile.

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Autrement dit, ces interactions électrostatiques empêchent la solution d'être

idéales, et même pour des concentrations très faibles son activité est différente de sa concentration. L'activité d'une solution d'électrolyte a la même définition que pour une solution neutre : c'est la concentration d'une solution idéale qui donnerait effet osmotique ou cryoscopique.

DEBYE et HÜCKEL[7],, en posant l'hypothèse que l'écart est dû exclusivement aux effets électrostatiques ( ceci n'est qu'approché, il faut remplacer « exclusivement » par

« essentiellement »), on réussit à calculer les coefficients d'activité et les mobilités d'ions. Leurs résultats concordent avec l'expérience pour des solutions diluées. Ils ont trouvé en particulier pour les électrolytes forts ( = 1) ; la relation :

L'expression qu'ils donnent du coefficient d'activité d'un ion i est de la forme :

Où A et sont des quantités décroissantes de la solution, de concentration molaire

(Ci) et de la valence Zi ( en se référant à la formule I.5), cette formule montre bien que l'activité d'un ion dépend de tous les autres ions contenues dans la solution, ce qui est naturel puisque tous les ions ont des interactions électrostatiques avec l'ion considéré.

c'est-à-dire en pratique pour I de l'ordre de 10^-3au plus, la formule précédente se simplifie, donne tous calculs faits, à la température ordinaire :

La théorie de DEBYE et HÜCKEL n'est valable que pour les solutions diluées. On

voit d'ailleurs que la formule (I.3) ne donne que des valeurs de inférieure à 1, alors expérimentalement peut prendre des valeurs supérieures à l'unité pour des solutions concentrées. Dans ce cas, les formules sont plus compliquées et ne sont d'ailleurs qu'empiriques : aucune théorie complète n'a été proposée.

Il convient de faire remarquer que la théorie de DEBYE et HÜCKEL donne les coefficients d'activité pour chaque ion. Il est facile d'en déduire celui d'électrolytes pris dans son ensemble : c'est ce dernier coefficient qui est accessible à l'expérience, par cryoscopie,

^{par exemple. Si}A ^etC ^{sont les
coefficients de l'anion et du cation d'un électrolyte binaire,
le}

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I.6. SOLUTIONS D'ELECTROLYTES.

I.6.1. PROPRIETES GENERALES DES SOLUTIONS D'ELECTROLYTES[7].

Les solutions électrolytiques, solutions de sels, de bases et acides, sont caractérisées par deux propriétés essentielles, qui les séparent des autres solutions :

I.6.2. ECART AUX LOIS DE RAOULT

Si l'on étudie la variation cryoscopique () en fonction de la concentration molaire m, on trouve le résultat schématisé par la figure 1, et on constate que les courbes sont situées beaucoup plus bas que celle qui correspond à une solution de molécules neutres, et que l'extrapolation à concentration nulle aboutit à des points dont l'ordonnée est double, triple...

Ce résultat est facile à interpréter, si l'on veut bien se souvenir que les lois de RAOULT comptent les particules dissoutes. Ces écarts prouvent qu'il y a davantage de particules que prévu, et qu'à la limite le nombre théorique de molécules est multiplié par un nombre entier.

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dissoutes se dissocient en un nombre entier des particules plus petites qu'on appelle des ions (

Une autre constatation importante est que, même à concentration très faible, les solutions électrolytiques sont très loin de l'idéalité : en effet, contrairement au sucre par exemple, la courbe ne tend pas vers une horizontale quand m tend vers zéro. Il faudra donc expliquer le fait que, même infiniment diluées, les solutions électrolytiques ne sont pas idéales.

I.6.3.LES SOLUTIONS ELECTROLYTIQUES ET LE COURANT ELECTRIQUE[7].

L'eau pure a une résistivité très élevée, de l'ordre de 2000 .m. Dès qu'on y dissout des quantités, même très faibles, de sel, d'acide ou de base, la résistivité chute de façon considérable : pour une concentration molaire de 10^-3, une solution de KCl a une résistivité de 78,5 .m. Celle-ci tombe à 0,1 .m pour une concentration de 1 molale. nous pouvons considérer du moins l'eau pure comme un isolant.

Cette propriété de conductivité électrique indique que les produits de dissociation des molécules dissoutes sont chargées électriquement.

Si l'on soumet le soluté à un champ électrique, ces ions se déplacent parmi les molécules d'eau. Ils peuvent être recueilli au niveau des électrodes (électrolyses).

On peut donc poser comme certain qu'au cours de la dissolution, les électrolytes se dissocient totalement ou partiellement en ions, particules chargées les unes positivement et les autres négativement (anions).

Comme chaque molécule avant sa dissociation est électriquement neutre, la charge positive portée par les cations ou les ions auxquels elle donne naissance est égale moins en valeurs absolue moins la charge portée par les cations. Les cations et anions se repartissent uniformément dans la solution, de telle sorte que si l'on considère un volume suffisamment grand de solution, la charge positive totale des cations est égale ( en valeur absolue) à la charge négative totale des anions. Cette loi, dite loi d'électroneutralité, est une propriété fondamentale de toute solution électrolytique, à l'échelle macroscopique du moins.

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I.6.4. NOTION DE CONCENTRATION EQUIVALENTE [7].

Les quantités d'ions présents dans une solutions ne s'expriment pas en ion-gramme, mais en équivalent-gramme. Un équivalent-gramme ou Faraday d'un ion est la quantité de cet ion qui transporte une charge égale un électron-gramme ou Faraday ( en valeur absolue). Ainsi un ion-gramme de Na⁺, de ca⁺², de Al⁺³représente respectivement 1, 2, 3 équivalents-grammes de cations que d'anions, puis qu'elle est électriquement neutre.

La concentration d'un ion donné exprimée en équivalent-gramme par litre s'appelle concentration équivalente. Par extension, on parle également de la concentration équivalente d'un électrolyte : c'est celle de chacun des ions auxquels il donnerait naissance s'il était complètement dissocié. Ainsi une solution molaire de CaCl2 a une concentration équivalente égale à deux équivalents par litre. Nous désignerons la concentration équivalente par C. Si chaque molécule d'un électrolyte donne naissance à nc cations de valence Zc ( et à na anions de valence Za), et si cet électrolyte a une molarité m, la concentration équivalente C de

La structure des électrolytes et de l'eau à l'état solide permet de comprendre leurs différences de résistivité à l'état liquide. La glace est un cristal moléculaire qui se liquéfie en restant à l'état moléculaire. Chaque molécule étant neutre, l'eau est isolante. Certains électrolytes sont des cristaux ioniques (KCl par exemple) et quand ils passent à l'état liquide fondu ou dissous, ils sont conducteurs : les ions se séparent les uns les autres (dissociations totales).

D'autres électrolytes sont des cristaux à caractère ionique partielle, c'est-à-dire les liaisons sont hybrides de liaison atomique et de liaison ionique. A l'état pur et liquide, ils sont peu conducteurs (dissociations partielle), mais le deviennent fortement quand ils sont dissout dans l'eau (dissociation presque totale) : tel est le cas de HCl. L'acide acétique par contre qui possède une liaison à caractère plus fortement covalentiel, ne se dissocie que faiblement, même dans l'eau.

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La dissociation des électrolytes à température ordinaire s'explique par la forte

constante diélectrique de l'eau, liée à son caractère très fortement polaire. Dans l'eau, en effet, les forces électrostatiques qui assurent la cohésion des cristaux ioniques sont considérablement diminuées (mais elles ne sont pas annulées).

Dans un solvant à faible constante diélectrique, l'attraction ion-solvant est très petite, en raison du faible caractère de ce dernier ; par suite, l'énergie de solvatation est très petite et tout à fait insuffisante pour compenser l'énergie de liaison du cristal : la dissolution

ne peut avoir lieu. Effectivement, les sels sont insolubles dans les solvants organiques sans caractère polaire tel que le benzène. Ils le sont par contre un peu dans l'alcool éthylique.

I.6.5. COEFFICIENT DE DISSOCIATION-OSMOLALITE ET OSMOLARITE D'UNE SOLUTION ELECTROLYTIQUE [7].

Les électrolytes peuvent être partiellement ou totalement dissociés. Le paramètre

est la proportion des molécules dissociées, on l'appelle coefficient de dissociation.

Soit un électrolyte de molalité m, appelons p le nombre d'ions que forme une molécule dissociée. Calculons le nombre total de particules dissoutes.

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CHAPITRE II. TENSION SUPERFICIELLE.

II.1. INTRODUCTION.

ces deux phases. Cette surface est habituellement appelée interface si et sont deux phases condensées et simplement surface si est une phase condensée, liquide ou solide, et un gaz[7].

Dans le cas le plus simple d'un liquide et de sa vapeur, il faut remarquer que, s'il s'agit des molécules, celles-ci à la surface ne sont pas dans le même état énergétique qu'elles sont dans la masse du liquide. En effet, les interactions, dans la masse du liquide, ne s'exercent que dans la moitié de l'espace pour les molécules de surface.

En général il faut fournir de l'énergie pour augmenter la surface d'un système c'est-à-dire augmenter le nombre des molécules dans la masse, c'est dire que les molécules de surface possèdent une énergie moyenne supérieure à l'énergie moyenne des molécules dans la masse, cette différence d'énergie correspond aux liaisons intermoléculaires rompues lors du passage des molécules de la masse à la surface. Comme on a un système à l'équilibre correspond une énergie minimale, un système isolé aura tendance à adopter une configuration dont l'aire de la surface sera minimale[8].

II.2. DEFINITION [9], [10]

La tension superficielle est une force résultante de la cohésion, qui abaisse au minimum le nombre de molécules à la surface d'un liquide. Cela crée une sorte d'enveloppe invisible qui occupe la plus petite surface possible. La tension superficielle représente la force

De la différence des interactions entre atomes ou molécules qui s'exercent au niveau d'une interface résulte une force appelée tension interfaciale . La tension interfaciale

s'exerce parallèlement à la surface et s'oppose à l'accroissement de celle-ci. Le nom tension

superficielle est réservé au cas où les deux phases en présence sont un liquide et l'autre un gaz.

L'enthalpie libre d'un tel système doit faire intervenir le travail correspondant à la tension interfaciale. Ce travail est proportionnel à la variation de surface puisque cette variation de surface est elle-même proportionnelle au nombre de molécules ou atomes qui quittent la masse pour venir à la surface.

Dans ces conditions, l'expression différentielle de l'enthalpie libre du système peut

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Cette quantité se définit aussi comme la force F par unité de longueur L agissant

le long de n'importe quel contour de la surface d'un liquide et tendant à le resserrer.

La tension interfacielle ou la tension superficielle s'exprime en J/m². comme les résultats sont souvent données en erg/cm² on notera que 1 erg/cm² = 1 mJ/m². naturellement

on peut encore exprimer en mN/m (milli newton par mètre) c'est-à-dire force divisée par

Pour beaucoup de liquides à la température ordinaire est comprise entre 15 et 50 mJ/m² et pour l'eau elle vaut 73 mJ/m² ; cette valeur élevée résultant de l'importance des liaisons hydrogènes existant entre molécules.

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II.3. LOIS GENERALES .

II.3.1. LOI DE LAPLACE.

C'est une équation importante impliquant la tension de surface (ou la tension interfaciale). Elle exprime la diminution de la pression de part et d'autre d'une surface courbe

en fonction des principaux rayons de courbure. En effet, à partir d'une bulle de gaz sphérique

(ou gouttelette sphérique) de rayon r dans un liquide, LAPLACE fait correspondre un certain travail de la pression extérieure Pext et la tension superficielle par ce qu'une contraction entraîne une diminution d'énergie de surface, à l'équilibre. Cette tendance à la contraction est équilibrée par une augmentation de la pression (surpression P) dans la goutte. La condition

de réalisation de cet équilibre est que l'énergie totale du système soit minimale. Aussi la variation de la pression est:

C'est l'équation de LAPLACE. Il est opportun de signaler qu'en absence de force

gravitationnelle, une goutte est sphérique[10].. C'est cette forme qui correspond au minimum

de la surface et partant à l'énergie libre minimale de surface. Dans ces conditions r1 et r2 sont égaux et l'expression prend la forme suivante :

Ce résultat n'est valable que pour les interfaces gaz-liquide, liquide-liquide et une

II.3.2. LOI DE YOUNG.

Lorsqu'on verse une quantité de liquide sur un solide, deux possibilités existent. Si

les forces de cohésion du liquide sont plus grandes que les forces attractives du solide, le liquide ne s'étale pas. Dans le cas contraire le liquide s'étale sur le solide ; on dit qu'il mouille

le solide. En fait l'étalement du liquide dépend des interfaces liquide-liquide (LL), liquide-solide (LS), et solide-gaz (SG) [10].

Les figures 1 et 2 donnent la représentation vectorielle des tensions interfaciales conditionnant l'équilibre.

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A l'équilibre, au point M commun aux trois phases, les trois forces dirigées tangentiellement doivent s'annuler. Il en est de même de leur projection sur un axe passant par le plan de la surface supposée plane de solide. On a à l'équilibre :

Si 0° < < 90° le liquide mouille le solide, c'est le cas de l'eau sur le verre.

Si 90° < < 180° le liquide ne mouille pas le solide, c'est le cas du mercure sur le

II.4. PRINCIPAUX FACTEURS MODIFIANT TENSION SUPERFICIELLE [10].

Dans le cas d'un liquide deux facteurs peuvent modifier la tension superficielle ; il s'agit de la température et de la composition de surface. Dans le cas d'un solide s'ajoute l'orientation cristalline. En effet, le nombre des liaisons rompues autour par exemple d'un atome, est fonction de l'arrangement cristallin au niveau de la face naturelle considérée.

En général, l'élévation de la température diminue la tension superficielle puisqu'il

y a diminution des forces intermoléculaires. L'équation empirique suivante donne avec précision la variation de avec la température T pour beaucoup de liquide :

^Où0 ^{est un paramètre
empirique caractéristique du liquide considéré et
T}c ^la

température critique de la substance considérée pour laquelle la tension superficielle est nulle puisqu'il n'existe plus qu'une phase, l'interface liquide-vapeur disparaissant.

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principalement en milieu aqueux. Les substances utilisées dans ce but portent le nom de tensio-actifs et diminuent la tension superficielle peut être augmentée par apport des sels ionisables. La plupart de ses composés modifient aussi le P^Hde la solution.

II.5. APPLICATION DE LA TENSION SUPERFICIELLE.

1. LE COMPTE-GOUTTE [10].

Cet instrument utilisé pour délivrer une quantité prédéterminée du liquide, pour une modification ou pour un titrage en chimie, illustre la force associée à la tension superficielle de ce liquide. En effet, une goutte de liquide qui mouille le tube du compte-goutte de liquide ne tombera par orifice circulaire que si elle assez pesante pour vaincre la force de tension superficielle, à ce moment, on peut écrire la relation suivante :

La relation liant m à s, on utilisera donc pas le même compte-goutte pour délivrer

2. FLOTTAISON SUR L'EAU [10].

Il n'est pas très difficile de faire flotter une lame de rasoir à la surface d'un verre d'eau. L'objet reste aussi en équilibre, comme s'il reposait sur une membrane élastique : cette

« élasticité » est en effet l'illustration de la tension superficielle de l'interface air-eau. Si l'on déposé une microgoutte d'un agent tensio-actif dans ce verre d'eau, la lame de rasoir va aussi sombrer : la tension superficielle de l'eau a été diminué très sensiblement.

On explique de la même façon que certains insectes peuvent « marcher à la surface

de l'eau ». la tension superficielle est suffisante par rapport au poids de l'insecte pour ne pas mouiller les pattes de l'insecte (angle de contact proche de 180°) et empêchent leur immersion.

La tension superficielle est aussi importante en apesanteur ; ainsi, lors d'un vol dans l'espace, les liquides ne peuvent pas être stockés dans des conteneurs ouverts car ils tendraient à en suivre les parois.

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IIème PARTIE

PRATIQUE

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CHAPITRE.III. MESURE DE LA TENSION SUPERFICIELLE

III.1. INTRODUCTION [10], [12], 13].

Il y a plusieurs méthodes qui nous permettent la mesure de tension superficielle des liquides et de la tension interfaciale des interfaces liquide-liquide. Nous citerosns parmi ces méthodes : la méthode de la lame de wilhemy, la methode de l'anneau du noüy, la methode de la force de traction maximale, la methode de la goutte tournante, la méthode de la pression de la bulle .

Et enfin la méthode de poids de goutte ou la méthode de la goutte tombante qui sera la base de notre travail. C'est pourquoi nous utilisons la méthode du poids de goutte. Cette méthode, établit par HARKINS et BROWN consiste à déterminer le volume de liquide qui s'écoule lorsqu'un certain nombre des gouttes se détachent de l'extrémité calibrée d'une pipette. On en déduit le volume V et la masse m est égale à V. pour une goutte, étant la densité du liquide.

Or le poids d'une goutte est fonction du diamètre de l'extrémité de la pipette et de

la tension superficielle du liquide. Ainsi r etant le rayon de cette extrémité, la tension de Tate donne :

fait que le poids d'une goutte est aussi fonction de sa forme. Cette forme est à son tour

fonction du rapport entre une certaine dimension linéaire du volume de la goutte notée

Ainsi, la relation de Tate est corrigée d'un facteur ? 1 ? et l'expression (III.1) prend la

Etude de la tension superficielle des solutions d'électrolytes en fonction de la concentration à pression et température constantes (cas de NaCl et KCl) 17

ces auteurs ont établi un tableau donnant les valeurs de en fonction du rapport ? 1 ? et

montré le domaine de fiabilité des résultats expérimentaux. Ce domaine varie de 0,6 à 1,2.

WILKINSON a apporté des améliorations dans la technique de la mesure du volume de la goutte (ou poids de la goutte) pour la mesure des tensions superficielles et interfaciales . On définit la constante capillaire a par l'équation suivante :

Où R est le rayon extérieur à l'extrémité de la pipette de mesure et V est le volume moyen de

1. on calcule ^Rpuis l'on détermine dans le tableau la valeur correspondante de ^R

Etude de la tension superficielle des solutions d'électrolytes en fonction de la concentration à pression et température constantes (cas de NaCl et KCl) 18

III.2. MESURE EXPERIMENTALE DE LA TENSION SUPERFICIELLE [14]

Pour mesurer la tension superficielle de nos échantillons, nous avons utilisé la méthode de la goutte tombante, pour ce faire, nous nous sommes servis de la pipette de Duclaux. Le principe de la mesure repose sur le comptage de nombre des gouttes épousant un volume déterminé de l'eau de densité d à la température ambiante.

0 : tensions superficielle de l'eau à la température ambiante ( 72,6 dynes/cm)

Notre relation (III.1) qui nous sert de base de calcul de la tensions superficielle

0 : tensions superficielle de l'eau à la température ambiante ( 72,6 dynes/cm)

Etude de la tension superficielle des solutions d'électrolytes en fonction de la concentration à pression et température constantes (cas de NaCl et KCl) 19

III.3. MATERIELS ET REACTIFS [14]

Etude de la tension superficielle des solutions d'électrolytes en fonction de la concentration à pression et température constantes (cas de NaCl et KCl) 20

III.4. MODE OPERATOIRE.

Fixer la pipette de Duclaux sur le statif et placer un bêcher en dessous de l'appareil pour recueillir les gouttes formées. Lorsqu'on va commencer à l'égoutter, verser préalablement dans la pipette de Duclaux préalablement lavée et rincée à l'eau distillée, un certain volume du liquide. Le volume du liquide doit dépasser de quelque centimètre le trait supérieur de l'appareil. le comptage du nombre de goutte débute lorsque le ménisque du liquide atteint légèrement le trait supérieur. La vitesse d'égouttage du liquide doit se faire telle manière que les gouttes aient le temps de se former avant de tomber. Le réglage de la vitesse

se fait à l'aide de pince de Mohr. On utilisera le volume au-dessus du trait supérieur, compter

le nombre de goutte (n) du liquide et le courant d'air doit être évité lors du comptage de goutte[12].

III.5. RESULTAT ET DISCUSSION

Le tableau ci-dessous nous donne les masses de nos différents échantillons, les concentrations en g/l et les tensions superficielles correspondantes de NaCl

Tableau I. les différentes masses, concentrations et tensions superficielles de NaCl

Masse du sel en g	C en g/l	Tension superficielle en dyne/cm à 27°c
0,9623	41,8391304	73,1067588
1,6972	56,5733333	73,9786547
2,6474	64,5707317	74,6750943
2,6888	64,7903614	74,8563409
3,2444	72,0977778	74,4953288

Graphique I. exprimant la tension superficielle de NaCl en fonction de la concentration en g/l

Graphique exprimant la tension superficielle de NaCl en dyne/cm en fonction de la

Etude de la tension superficielle des solutions d'électrolytes en fonction de la concentration à pression et température constantes (cas de NaCl et KCl) 21

Le tableau ci-dessous nous donne les masses de nos différents échantillons, les concentrations

Tableau II. les différentes masses, concentrations et tensions superficielles de KCl

masse du sel en g	C en g/l	Tension superficielle dyne/cm à 27°c
0,6162	51,35	72,95796419
0,804	47,29411765	73,28733214
1,5947	83,93157895	74,08287829
1,9788	141,3428571	74,03494084
2,4132	67,03333333	74,43769618

Graphique II. exprimant la tension superficielle de KCl en fonction de la concentration en g/l

Les résultats des différentes mesures des tensions superficielles des électrolytes

que nous avons utilisés notamment le KCl et NaCl consignés dans les tableaux I et II montrent que ; cette grandeur physico-chimique croit avec la concentration et ce qui signifie l'augmentation de surface de tension (interface) quand on ajoute les sels inorganiques dans l'eau. en comparant l'évolution de deux électrolytes ; on remarque le KCl fait varier sensiblement la tension superficielle que le NaCl bien que nous n'avons pas utilisé les mêmes masses mais ceci se fait remarquer aux dernières valeurs de deux tableaux. Ceci corrobore avec les résultats de Matubayasi et al qui conclut que la force d'hydratation décroît du lithium

Etude de la tension superficielle des solutions d'électrolytes en fonction de la concentration à pression et température constantes (cas de NaCl et KCl) 22

CONCLUSION

Dans notre étude, nous avons effectué la pesée pour déterminer la masse de nos différents échantillons (NaCl et KCl). Nos échantillons de NaCl et KCl sont à l'état solide. Nous avons utilisé le NaCl pour analyse et KCl pur. Le NaCl et KCl ont été dissout dans l'eau pour nous permettre de calculer la densité de la solution qui nous sera utile dans la mesure de

La tension superficielle de l'eau à 27°C est de 72,6 dynes/cm, lorsque les quantités différentes quantités différentes de sel (NaCL et KCl) sont ajoutées ; elles modifient sensiblement la tension superficielle de l'eau. Cette variation de la tension superficielle est fortement dépendante de la densité de la solution.

A la lumière des résultats obtenus, nous avons observé que la variation de la concentration nous a permis d'obtenir différentes valeurs de tension superficielle qui étaient différentes les unes des autres.

L'oeuvre humaine étant imparfaite, nous sommes ouverts à toutes critiques et suggestions.

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BIBLIOGRAPHIE

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EPIGRAPHE ............................................................................................................................... I DEDICACE................................................................................................................................II AVANT-PROPOS. .................................................................................................................. III IIEME PARTIE : PRATIQUE ............................................................................................. IV INTRODUCTION...................................................................................................................... 1

CHAPITRE I. LES ELECTROLYTES ..................................................................................... 2

I.1. DEFINITION. .................................................................................................................. 2

I.1.1. ELECTROLYTES FORTS....................................................................................... 2

I.1.2. ELECTROLYTES FAIBLES. .................................................................................. 2

I.3. PHENOMENE D'HYDRATATION............................................................................... 3

I.4. L'ACTIVITE. .................................................................................................................. 3

I.5. FORCE IONIQUE. .......................................................................................................... 4

I.6. SOLUTIONS D'ELECTROLYTES................................................................................ 6

I.6.2. ECART AUX LOIS DE RAOULT .......................................................................... 6

I.6.4. NOTION DE CONCENTRATION EQUIVALENTE. ............................................ 8

D'UNE SOLUTION ELECTROLYTIQUE. ..................................................................... 9

CHAPITRE II. TENSION SUPERFICIELLE. ........................................................................ 10

II.1. INTRODUCTION. ....................................................................................................... 10

II.2. DEFINITION................................................................................................................ 10

II.3. LOIS GENERALES . ................................................................................................... 12

II.3.1. LOI DE LAPLACE. .............................................................................................. 12

II.3.2. LOI DE YOUNG. .................................................................................................. 12

II.5. APPLICATION DE LA TENSION SUPERFICIELLE. ............................................. 14

1. LE COMPTE-GOUTTE. ............................................................................................. 14

2. FLOTTAISON SUR L'EAU. ...................................................................................... 14

3. COMPORTEMENT EN APESANTEUR ................................................................... 14

CHAPITRE.III. MESURE DE LA TENSION SUPERFICIELLE.......................................... 16

III.1. INTRODUCTION....................................................................................................... 16

III.2. MESURE EXPERIMENTALE DE LA TENSION SUPERFICIELLE ..................... 18

III.3. MATERIELS ET REACTIFS..................................................................................... 19

III.4. MODE OPERATOIRE. .............................................................................................. 20

III.5. RESULTAT ET DISCUSSION .................................................................................. 20

CONCLUSION ........................................................................................................................ 22