Chaque hiver, on répand du sel sur les routes verglacées et la glace fond — même quand la température est en dessous de 0 °C, la température normale de fusion de la glace. Comment un peu de sel peut-il faire fondre de l'eau gelée sans la moindre source de chaleur ? La réponse est l'une des plus élégantes de la chimie des solutions : c'est un abaissement cryoscopique.
L'équilibre à 0 °C
À 0 °C, la glace et l'eau liquide coexistent en équilibre : à chaque instant, autant de molécules d'eau quittent la glace pour le liquide (fusion) que l'inverse (congélation). Les deux vitesses s'égalisent exactement — c'est ce qui définit le point de fusion.
Que se passe-t-il si l'on dissout du sel dans l'eau liquide ? Les ions Na⁺ et Cl⁻ prennent la place d'une partie des molécules d'eau à la surface de contact. Résultat : moins de molécules d'eau liquide sont disponibles pour aller se recoller sur la glace. La vitesse de congélation chute, tandis que la vitesse de fusion, elle, ne change pas (la glace, elle, est du solide pur, sans sel). Le bilan penche vers la fusion : la glace fond. Pour rétablir l'équilibre, il faut refroidir davantage — d'où un nouveau point de congélation, plus bas.
Vu autrement, avec le langage de la thermodynamique : dissoudre un soluté augmente le désordre (l'entropie) du liquide, ce qui le stabilise. L'eau liquide « préfère » rester liquide jusqu'à une température plus basse avant de se figer.
Une propriété colligative
Le point remarquable : cet effet ne dépend pas de la nature du soluté, seulement du nombre de particules dissoutes. On appelle cela une propriété colligative (du latin colligare, rassembler). La loi s'écrit :
ΔT_f = i · K_f · m
où m est la molalité (moles de soluté par kg d'eau), K_f la constante cryoscopique de l'eau (1,86 °C·kg/mol), et i le facteur de van't Hoff — le nombre de particules libérées par unité dissoute.
C'est là que le sel est malin : le chlorure de sodium NaCl se dissocie en deux ions (Na⁺ + Cl⁻), donc i ≈ 2. Une mole de sel abaisse le point de congélation deux fois plus qu'une mole de sucre (qui, lui, ne se dissocie pas, i = 1). Le chlorure de calcium CaCl₂ fait encore mieux : il libère trois ions (Ca²⁺ + 2 Cl⁻), i ≈ 3.
Pourquoi CaCl₂ sur les routes les plus froides
Le sel a une limite. En saturant l'eau de NaCl, on ne peut descendre que jusqu'à environ −21 °C (le point eutectique, atteint à 23 % de sel en masse). En dessous, le sel n'agit plus. C'est pourquoi les services de voirie passent au chlorure de calcium (efficace jusqu'à ~−50 °C) ou au chlorure de magnésium dans les régions les plus rigoureuses. Bonus : la dissolution du CaCl₂ est exothermique — elle dégage de la chaleur, ce qui accélère encore le déverglaçage.
À noter : le sel a besoin d'un mince film d'eau liquide pour commencer à agir (il faut bien qu'il se dissolve quelque part). Sur une glace parfaitement sèche et très froide, l'amorçage est lent.
La même physique, ailleurs
L'abaissement cryoscopique n'est qu'une des propriétés colligatives. Les autres cousines : - l'élévation ébullioscopique : l'eau salée bout au-dessus de 100 °C (raison pour laquelle on sale l'eau des pâtes… mais l'effet est minime) ; - la pression osmotique : elle gouverne les échanges d'eau à travers les membranes cellulaires ; - l'antigel des voitures : l'éthylène glycol abaisse le point de congélation du liquide de refroidissement, et élève son point d'ébullition.
Pourquoi c'est important
L'histoire du sel sur la glace montre qu'une propriété peut ne dépendre que d'un comptage — combien de particules, peu importe lesquelles. C'est contre-intuitif et profondément utile : c'est ainsi qu'on mesure des masses molaires (par cryoscopie), qu'on conçoit les antigels, qu'on comprend pourquoi les cellules gonflent ou se rétractent dans l'eau. Un phénomène du quotidien qui ouvre sur toute la thermodynamique des solutions.