Chapitre 1 — Solutions, compartiments liquidiens et transports membranaires · Topic 4 : Propriétés colligatives · Leçon 4.3
Un soluté dissous dans l’eau ne modifie pas seulement sa pression osmotique : il abaisse son point de congélation, élève son point d’ébullition et réduit sa pression de vapeur. Ces trois phénomènes sont des propriétés colligatives régies par la loi de Raoult. La cryoscopie exploite l’abaissement du point de congélation pour mesurer directement l’osmolalité d’un fluide biologique.
🎯 Objectifs pédagogiques
- Rappeler les propriétés colligatives et leur dépendance au nombre de particules ;
- Énoncer la loi de Raoult pour l’abaissement cryoscopique (Δθ = −Kc × Cosm) et connaître Kc,eau ;
- Énoncer la loi de l’élévation ébullioscopique (Δθ = +Keb × Cosm) et connaître Keb,eau ;
- Expliquer l’intérêt clinique de la cryoscopie pour mesurer l’osmolalité.
🧭 Plan de la leçon
- Propriétés colligatives — rappel
- Loi de Raoult — abaissement cryoscopique
- Augmentation ébullioscopique
- Applications et intérêt clinique de la cryoscopie
1. Propriétés colligatives — rappel
Les propriétés colligatives sont les propriétés d’un solvant modifiées par la présence d’un soluté (colligatus = réuni ensemble). Elles dépendent uniquement du nombre de particules dissoutes, indépendamment de leur nature chimique.
Un soluté dissous dans l’eau modifie quatre propriétés physiques :
- Pression osmotique π → augmente (leçon 4.1) ;
- Point de congélation → s’abaisse (cryoscopie — cette leçon) ;
- Point d’ébullition → s’élève (ébullioscopie — cette leçon) ;
- Pression de vapeur saturante → diminue (complément hors-cours).
Ces quatre phénomènes ont la même origine : les osmoles dissoutes stabilisent le solvant dans sa phase liquide, rendant plus difficile le passage à l’état solide (glace) ou à l’état gazeux (vapeur).
2. Loi de Raoult — abaissement cryoscopique
L’abaissement cryoscopique est la diminution du point de congélation d’une solution par rapport au solvant pur. Pour une solution idéale :
Δθ = −Kc × Cosmolale
Pour une solution réelle (plasma, urine…), on introduit le coefficient d’activité osmotique γ pour corriger les interactions entre particules :
Δθ = −γ × Kc × Cosmolale
- Le signe est toujours négatif : le soluté abaisse le point de congélation.
- Pour l’eau (solvant de référence) : Kc,eau = 1,86 °C·kg·Osm⁻¹.
- La constante est indépendante de la nature du soluté — c’est bien une propriété colligative.
Exemple quotidien : saler une route en hiver abaisse la température de congélation de l’eau → moins de formation de glace à température identique.
3. Augmentation ébullioscopique
Symétriquement à l’abaissement cryoscopique, les solutés élèvent le point d’ébullition du solvant (élévation ébullioscopique) :
Δθ = +Keb × Cosmolale
- Le signe est toujours positif : le soluté élève le point d’ébullition.
- Pour l’eau (solution idéale) : Keb,eau = 0,51 °C·kg·Osm⁻¹.
La constante ébullioscopique est environ 3,6 fois plus faible que la constante cryoscopique pour l’eau. C’est pour cela que la cryoscopie est plus sensible et est préférée à l’ébullioscopie en biologie clinique.
Exemple : l’eau salée met plus de temps à bouillir que l’eau pure (le point d’ébullition est légèrement plus élevé). Cet effet, bien que faible en pratique culinaire (très peu de sel), illustre parfaitement le principe colligatif.
La loi de Raoult s’applique également à la pression de vapeur saturante du solvant : la présence d’un soluté non volatil abaisse la pression de vapeur de l’eau par rapport à l’eau pure. Physiquement, les molécules de soluté occupent une fraction de la surface liquide et réduisent ainsi le nombre de molécules d’eau pouvant s’échapper dans la phase gazeuse.
On peut écrire : Pvapeur(solution) = fH₂O × Pvapeur(eau pure), où fH₂O est la fraction molaire de l’eau (≈ 1 pour une solution diluée). Cet abaissement est à l’origine du couplage entre propriétés colligatives : toutes découlent de la même tendance du soluté à stabiliser la phase liquide. Ce point n’est pas développé dans la capsule vidéo du cours Sorbonne 2025-2026.
4. Applications et intérêt clinique de la cryoscopie
En biologie clinique, la cryoscopie est la méthode de référence pour mesurer l’osmolalité totale d’un fluide (plasma, urine…). Elle consiste à mesurer l’abaissement du point de congélation de l’échantillon par rapport à l’eau pure, puis à calculer l’osmolalité via la loi de Raoult inversée.
Pourquoi les petites molécules sont-elles les principales contributrices à l’osmolalité ? Les grosses molécules (protéines, lipides) ont une contribution négligeable à l’osmolalité totale en raison de leur très faible nombre de moles par rapport à leur masse : une albumine de 66 000 g/mol à 40 g/L ne représente que 40/66 000 ≈ 0,6 mmol/L, soit seulement ≈ 0,6 mosmol/L. La cryoscopie reflète donc essentiellement les petites molécules.
| Propriété colligative | Loi (solution idéale) | Constante de l’eau | Application pratique |
|---|---|---|---|
| Abaissement cryoscopique | Δθ = −Kc × Cosm | Kc = 1,86 °C·kg·Osm⁻¹ | Mesure de l’osmolalité (cryoscopie clinique) ; salage des routes |
| Élévation ébullioscopique | Δθ = +Keb × Cosm | Keb = 0,51 °C·kg·Osm⁻¹ | L’eau salée bout plus lentement ; moins utilisé en biologie |
🧠 À retenir absolument
- Propriétés colligatives = dépendent uniquement du nombre de particules (pas de leur nature).
- Abaissement cryoscopique : Δθ = −Kc × Cosm ; signe négatif (point de congélation abaissé) ; Kc,eau = 1,86 °C·kg·Osm⁻¹.
- Solution réelle : Δθ = −γ × Kc × Cosm (γ = coefficient d’activité osmotique).
- Élévation ébullioscopique : Δθ = +Keb × Cosm ; signe positif ; Keb,eau = 0,51 °C·kg·Osm⁻¹.
- Les osmoles stabilisent la phase liquide → abaissent Tcongélation et élèvent Tébullition.
- La cryoscopie mesure l’osmolalité totale ; les grosses molécules (protéines) y contribuent négligeablement → la mesure reflète surtout les petites molécules.
❓ Questions fréquentes
Pourquoi la constante cryoscopique de l’eau est-elle plus grande que la constante ébullioscopique ?
Kc,eau = 1,86 °C·kg·Osm⁻¹ > Keb,eau = 0,51 °C·kg·Osm⁻¹. Cela tient à la thermodynamique du diagramme de phase de l’eau : l’écart entre les enthalpies molaires de fusion et de vaporisation. L’énergie requise pour passer de solide à liquide (fusion) est bien inférieure à celle de liquide à gaz (vaporisation). La constante cryoscopique est donc plus sensible — c’est pourquoi on préfère la cryoscopie à l’ébullioscopie en biologie clinique.
À quoi sert le coefficient d’activité osmotique γ ?
Le coefficient γ corrige l’écart entre comportement idéal et comportement réel d’une solution. Dans une solution idéale, les particules n’interagissent pas entre elles. Dans une solution réelle (comme le plasma), les ions s’attirent et se repoussent (forces électrostatiques), ce qui modifie leur activité thermodynamique. On écrit donc Δθ = −γ × Kc × Cosm, avec γ < 1 pour des interactions attractives (activité osmotique réduite) et γ > 1 pour des interactions répulsives. Pour le plasma, γ est proche de 1 car les solutions biologiques sont relativement diluées.
Comment la cryoscopie est-elle réalisée en pratique clinique ?
On place un petit volume d’échantillon (plasma, urine) dans un osmomètre à congélation. L’appareil abaisse la température jusqu’à la solidification, puis mesure précisément la température de fusion lors du réchauffement (palier de fusion). L’écart entre ce palier et 0 °C (point de fusion de l’eau pure) donne Δθ, dont on déduit l’osmolalité : Cosm = −Δθ / Kc. La méthode est très précise (± 1–2 mosmol/kg) et reste l’étalon-or pour mesurer l’osmolalité en biologie médicale.
Qu’est-ce que le trou osmolaire et à quoi sert-il ?
Le trou osmolaire est la différence entre l’osmolalité mesurée par cryoscopie et l’osmolalité calculée à partir des valeurs connues (formule de Jacobsen : 2 × [Na⁺] + [glucose]/18 + [urée]/2,8 en mmol/L). Normalement, ce trou est < 10 mOsm/kg. Un trou osmolaire élevé signale la présence d’osmoles non identifiées dans le plasma — typiquement une intoxication à l’éthanol, au méthanol ou à l’éthylène glycol. Le trou osmolaire est donc un outil diagnostique d’urgence.
Pourquoi les protéines plasmatiques contribuent-elles si peu à l’osmolalité mesurée ?
La contribution osmolale d’un soluté est proportionnelle au nombre de moles de particules, pas à leur masse. L’albumine (66 000 g/mol), à une concentration typique de 40 g/L, ne représente que 40/66 000 ≈ 0,6 mmol/L ≈ 0,6 mosmol/L. Le Na⁺, à 140 mmol/L, représente 140 mosmol/L seul. Les protéines contribuent donc à moins de 0,2 % de l’osmolalité totale. En revanche, leur effet oncotique reste crucial pour les échanges capillaires (pressions de Starling, leçon 4.2).
🚀 Pour aller plus loin
Contenu pédagogique original — Réussir SVT. L’équipe Réussir SVT.