Lorsqu’un solvant pur gèle, ses molécules s’organisent en un réseau ordonné, renforçant les forces intermoléculaires. Dans l’eau, cela se traduit par un réseau hexagonal de liaisons hydrogène qui définit les propriétés uniques de la glace.
L’introduction d’un soluté perturbe la structure ordonnée du solvant. Les molécules de solvant ne peuvent plus s’aligner parfaitement, il faut donc extraire davantage d’énergie pour que le gel se produise. En pratique, cela signifie que le point de congélation du mélange est inférieur à celui du solvant pur, un phénomène connu sous le nom de abaissement du point de congélation. .
La diminution de la température de congélation est directement proportionnelle à la molalité du soluté :
\(\Delta T_f =K_f \times m \times i\)
Où :
La dépression du point de congélation est également exprimée comme la différence entre le point de congélation du solvant pur (Tf ⁰) et celle de la solution (Tf ):
\(\Delta T_f =T_f^{\circ} - T_f\)
Deux applications quotidiennes démontrent son importance :
Calculez le point de congélation d'une solution contenant 100 g de NaCl dans 1 kg d'eau.
Ainsi, ajouter 100 g de sel à 1 kg d'eau abaisse le point de congélation à –6,4°C.
L’ajout d’un soluté comme le sel abaisse le point de congélation d’un solvant. Plus il y a de soluté présent, plus la dépression est grande, ce qui explique l'antigel et le sel de voirie.