On dissout 12,7 g de chlorure de fer II (FeCl2) dans 100 mL d'eau, puis on détermine la tempér

step 1 Given question is maximum freezing point will be for one molar solution assuming equal ionizatio

On dissout 12,7 g de chlorure de fer II (FeCl2) dans 100...

On dissout $12,7 \mathrm{~g}$ de chlorure de fer II $\left(\mathrm{FeCl}_2\right)$ dans $100 \mathrm{~mL}$ 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 ? ( $K_{\text {fus }}$ pour l'eau $\left.=1,86^{\circ} \mathrm{C} / \mathrm{mol} . \mathrm{kg}^{-1}\right)$. b) La valeur expérimentale est $-5,58^{\circ} \mathrm{C}$. Comment peut-on expliquer cet écart important avec la prévision? c) Il existe également un chlorure de fer III $\left(\mathrm{FeCl}_3\right)$. Une solution de ce chlorure de même molalité que celle de $\mathrm{FeCl}_2$ aurait-elle le même point de congélation qu'elle? d) Le composé $\mathrm{PtCl}_6 \mathrm{~K}_4$ montre un $\Delta T_{\text {fus }}$ 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?

On dissout $12,7 \mathrm{~g}$ de chlorure de fer II $\left(\mathrm{FeCl}_2\right)$ dans $100 \mathrm{~mL}$ 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 ? ( $K_{\text {fus }}$ pour l'eau $\left.=1,86^{\circ} \mathrm{C} / \mathrm{mol} . \mathrm{kg}^{-1}\right)$.
b) La valeur expérimentale est $-5,58^{\circ} \mathrm{C}$. Comment peut-on expliquer cet écart important avec la prévision?
c) Il existe également un chlorure de fer III $\left(\mathrm{FeCl}_3\right)$. Une solution de ce chlorure de même molalité que celle de $\mathrm{FeCl}_2$ aurait-elle le même point de congélation qu'elle?
d) Le composé $\mathrm{PtCl}_6 \mathrm{~K}_4$ montre un $\Delta T_{\text {fus }}$ 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?

Key Concepts

Complex Ion Dissociation

Complex ion dissociation involves salts that can dissociate into multiple ions or form complex species upon dissolving. The extent and nature of dissociation can affect colligative properties in unexpected ways, where the actual number of particles present in solution can be higher or lower than expected, leading to deviations from simple theoretical predictions like those provided by Raoult’s law.

Non-Ideal Behavior in Solutions

Non-ideal behavior occurs when the interactions between solute and solvent particles or between solute particles themselves cause deviations from the predictions of the ideal solution model. In electrolyte solutions, factors such as incomplete dissociation, ion pairing, or complex formation can lead to significant discrepancies between theoretical and experimental colligative property values.

van't Hoff Factor

The van't Hoff factor (i) represents the number of particles into which a solute dissociates in solution. For electrolytes that dissociate completely, i corresponds to the total number of ions produced, which directly influences the magnitude of freezing point depression and other colligative effects.

Molality

Molality is a concentration unit defined as the number of moles of solute per kilogram of solvent. It is particularly useful in colligative property calculations because it does not change with temperature, unlike volume-based concentration units.

Colligative Properties

Colligative properties are phenomena in solutions that depend solely on the number of solute particles present rather than on the nature of the solute. These properties include freezing point depression and boiling point elevation, and they provide a basis for understanding how solutes affect the physical properties of solvents.

Freezing Point Depression

Freezing point depression is the reduction in the freezing point of a solvent due to the addition of a solute. This effect is quantified using the formula ?T?f? = i · K?f? · m, where ?T?f? is the change in freezing point, K?f? is the cryoscopic constant of the solvent, m is the molality of the solution, and i is the van't Hoff factor.

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