Loi de l'osmométrie

En chimie physique, la loi de l'osmométrie, aussi appelée loi de van 't Hoff ou loi de la pression osmotique, est une loi relative au phénomène de l'osmose. Jacobus Henricus van 't Hoff l'énonça en 1886 et reçut en 1901 le premier prix Nobel de chimie . Cette loi est l'une des lois relatives aux propriétés colligatives des solutions chimiques, avec les trois énoncées par François-Marie Raoult à partir de 1878 : la loi de l'ébulliométrie, la loi de la cryométrie et la loi de la tonométrie (lois de Raoult). Ces quatre lois ont notamment permis d'établir des méthodes de détermination expérimentale de la masse molaire des espèces chimiques. Lorsque l'on place un solvant pur et une solution d'un soluté quelconque dans le même solvant de part et d'autre d'une membrane semi-perméable (ne laissant passer que le solvant), le solvant migre spontanément à travers la membrane du contenant le solvant pur vers le contenant la solution (voir figure 1) : ce phénomène est appelé osmose. Au bout d'un certain temps la migration du solvant cesse et un équilibre s'établit entre les deux compartiments. À l'équilibre osmotique la membrane subit une pression plus importante de la part de la solution que de la part du solvant pur ; le solvant a donc migré du compartiment de plus faible pression, le , vers celui de plus forte pression, le . La loi de van 't Hoff permet de calculer le surcroît de pression exercée par le compartiment contenant la solution dans le cas des solutions très diluées selon : avec : la pression osmotique (en Pa), c'est-à-dire le surcroît de pression exercée sur la membrane par la solution du par rapport au solvant pur du ; le volume de la solution du (en m) ; la quantité (ou nombre de moles) de soluté en solution (en mol) ; la constante universelle des gaz parfaits (en J/(K·mol)) ; la température (en K). La forme de cette loi rappelle celle des gaz parfaits . Elle est totalement indépendante des propriétés intrinsèques du solvant et du soluté.