La congélation (ou solidification) est l'opération au cours de laquelle un liquide passe à l'état solide. Cela peut se faire par refroidissement (cas le plus courant), par augmentation de la pression, ou bien par une combinaison des deux.
Lorsque de l'énergie est retirée d'un liquide, sa température baisse avec la diminution de l'énergie cinétique moyenne des molécules. Finalement, à moins de surfusion, la température se stabilise même si nous continuons à retirer de l'énergie du liquide. C'est alors que les premiers cristaux apparaissent: le liquide commence à geler. La température de congélation d'un liquide est la température à laquelle les phases liquides et solides d'une substance sont en équilibre l'une avec l'autre:

Telle qu'écrite ci-dessus, la réaction vers la droite se produit lorsque de la chaleur est retirée du liquide: le phénomène porte le nom de congélation (ou cristallisation). La réaction inverse se produit lorsque de la chaleur est ajoutée au solide: le phénomène porte le nom de fusion. À l'équilibre, la vitesse (cinétique) de fusion est égale à la vitesse de congélation et le système ne perd ni ne gagne d'énergie. Puisque les deux réactions ont lieu à la même température, les points de fusion et de congélation d'une substance sont les mêmes.
À pression constante, la solidification des corps purs se fait donc à température constante , la chaleur libérée par la solidification (chaleur latente de fusion) compense la chaleur perdue par le refroidissement.
La quantité de chaleur requise pour faire fondre 1 mole d'un solide est appelée chaleur molaire de fusion (ou de liquéfaction), DHfus . C'est la différence d'enthalpie entre le liquide et le solide. Pour la glace elle est de 6,02 kJ mol^-1 [ou 334,16 kJ kg^-1 pour la chaleur massique de fusion, avec 1 mol H₂O=18,015g].
Evidement, pour le phénomène inverse, la congélation (ou cristallisation), nous avons DHcrist. = -6.02 kJ mol^-1 : c'est la chaleur (ou enthalpie) molaire de solidification (ou de cristallisation) - [ou 334,16 kJ kg^-1 pour la chaleur massique de solidification].
(le signe - signifie que de la chaleur est retirée et que l'enthalpie du solide (la glace) est moindre que celle du liquide).

Le point de congélation varie avec la pression, tout comme le point d'ébullition, mais ette variation est cependant beaucoup moins prononcée. La température de fusion (ou de congélation) d'une substance sous une pression de 1 atm est appelée température de fusion normale de la substance.
Le point de congélation de l'eau par exemple ne varie que de 0,01°C pour un changement de pression de 1 atm, ce qui représente une variation de pression importante.
A noter que, contrairement à tous les autres corps, la température de fusion de la glace diminue quand la pression augmente. Un comportement intéressant : quand vous comprimez la glace (sans la réchauffer), elle fond !

La température de solidification d'un corps pur est une propriété physique caractéristique de ce corps.
C'est ainsi que pour l'eau pure (sans sels dissous) la température de solidification (congélation) est de 0 °C (273,15 K) sous une pression atmosphérique "normale" de 103 325 Pa (1033,25 hPa) - [ lien interne explicatif de cette valeur ].

Surfusion :
Pour que la solidification débute, quelques particules du liquide doivent commencer par hasard à édifier un cristal minuscule qui servira de noyau à cette cristallisation, mais il peut arriver que le phénomène ne "s'amorce" pas et que la température descende sous le seuil de solidification, d'ou la surfusion (voir aussi les pages sur la glace).
Pour l'eau, la limite de température de la surfusion est estimée à –39°C, mais en 2017 des chercheurs de l'université de Frankfort (Allemagne), sont parvenus à maintenir de l'eau pure liquide jusqu'à -42,55 °C !
Nota : article de Futura-Sciences sur la surfusion.

Salinité :
Pour chaque liquide, la température de congélation d'une solution diminue par la présence d'un soluté, et une solution doit donc être plus froide pour se solidifier.
La diminution de la température de solidification des solutions diluées est une fonction de la composition quantitative de la solution, et ne dépend pas de sa nature. On peut donc s'attendre à la même chose pour pour l'abaissement de la la température de solidification. En fait, on peut démontrer que dans les solutions diluées, l'abaissement de la température de solidification est proportionnelle à la molalité (m) du soluté (en supposant le soluté non volatil).
Remarque : moralité > ne pas confondre la molalité avec la molarité !
Soit,

avec,
DTsol : abaissement de la température de solidification ( Tsol [solution] - Tsol [solvant pur] ), en °C,
Ksol : constante molale d'abaissement de la température de solidification, ou constante de proportionnalité (°C m^-1),
m : molalité (en moles/kg de soluté).
Nota : la valeur de Ksol ne dépend que du solvant et représente l'abaissement de la température de solidification causée par l'addition d'une mole de soluté à un kg de solvant (si la solution est idéale).
La valeur de Ksol pour l'eau est 1,855 °C m^-1

Exemple :
une quantité de 100 g de sel pur NaCl (chlorure de sodium, de masse molaire 58,5 g mol^-1) est dissoute dans 500 g d'eau pure (200 g/l).
On calcule la température de solidification "normale" de cette solution (considérée comme idéale) :
soit, :
nombre de moles NaCl > 100/58,5 = 1,709 mol,
molalité > 1,709 mol/0,5 kg = 3,418 m,
et, DTsol > -(1,855 x 3,418) = -6,34 °C,
donc, température de solidification de cette solution : - 6,3 °C.

Nota : la limite du point de congélation est de - 21,1 °C, pour une concentration massique de 23,3% en NaCl (303,9 g/litre - d=1,178).

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Remarque : la proportionnalité qui existe entre la molalité et l'abaissement de la température de solidification permet de déterminer approximativement la masse molaire des solutés (substances non volatiles).

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