Concentration molaire

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La concentration molaire, ou molarité, ou parfois taux molaire d'une espèce chimique, est sa quantité de matière, exprimée en moles par unité de volume[1] ; cette notion est essentiellement utilisée pour des espèces en solution. La concentration molaire d'une espèce X est notée cX ou [X].

La concentration molaire c du soluté est ainsi liée à la quantité de matière n de soluté et au volume V de solution par la relation

c = \frac {n} {\mathrm  V}

Unités[modifier | modifier le code]

Dans les unités dérivées du système international, la concentration molaire s'exprime en moles par mètre cube (mol/m3 ou mol·m−3), mais on utilise plus couramment les moles par litre (mol/L ou mol·L−1)

1 mol/L = 1 000 mol/m3.

L'unité mol/L est souvent abrégée en M ; par exemple, une solution d'acide chlorhydrique de concentration 0,1 mol/L peut être étiquetée « HCl 0,1 M ».

Grandeurs voisines[modifier | modifier le code]

Concentration moléculaire[modifier | modifier le code]

La concentration molaire ne s'exprime pas directement en nombre d'entités (molécules), qui serait peu pratique, requérant des nombres très élevés, mais en moles (à l'instar de douzaines ou de milliers). Il existe la relation C(moléculaire) = NA x c(molaire), où NA est le nombre d'Avogadro (6,02214129(27) × 1023 entités).

Par exemple, 1 mole d'eau liquide à 25 °C occupe un volume de 0,018 l donc la concentration (molaire) de l'eau dans l'eau pure vaut 55,5 mol/L. Dans la vapeur d'eau à 100 °C sous atm, ce même volume vaut 30,6 l donc la concentration de l'eau y est 0,033 mol/L, soit 1 700 fois moins que dans l'eau liquide. La concentration (moléculaire) est respectivement de 3,34229×1025 et 1,84278×1022 (molécules d'eau par litre).

Concentration massique[modifier | modifier le code]

Il ne faut pas confondre la concentration molaire, en moles par unité de volume (ex. : mol/l) avec la concentration massique (notée ρX pour l'espèce X ou usuellement CX (majuscule) ; en unité de masse par volume (ex. : g/l), désignée en physique comme la masse volumique en vrac ou apparente). En effet, les deux sont souvent désignées sous le simple terme « concentration », ce qui se comprend de par le contexte ou l'unité indiquée, mais cela porte parfois ambiguïté.

Concentration pondérale (molalité)[modifier | modifier le code]

La concentration molaire diffère aussi de la « concentration pondérale » (ou teneur, molalité), notée m[réf. nécessaire], sans unité (masse par masse) (ex. : 15 g de composé X par 10 000 g de solvant) et de la fraction molaire [notée x, ou x% ; sans unité (mole par mole), ex. : 0,15 % de composé X par mole totale]. La concentration est une grandeur dite intensive car elle ne dépend pas de la quantité de matière présente mais d'un nombre d'entités, tout comme la masse volumique.

Applications[modifier | modifier le code]

La notion de concentration molaire s'applique typiquement en chimie et biologie, aux constituants en solution, mais elle est également valable à l'état pur et dans les mélanges gazeux.

Dans les solutions ioniques, il existe le plus souvent plusieurs espèces chimiques en équilibre. Par exemple, une solution d'un acide faible HA contient les espèces H+, A et HA à cause de l'équilibre de dissociation HA ⇆ H+ + A. La concentration (molaire) de la matière acide est alors

cHA = [A] + [HA], c'est-à-dire la somme des concentrations de ses espèces chimiques dérivées.

Ceci s'applique aux réactions d'ionisation, de complexation, d'oxydoréduction, etc.

Les concentrations sont très utilisées en chimie, notamment en analyse quantitative par volumétrie, cinétique chimique, et théorie des ions (théorie de Debye-Hückel). En thermodynamique, on leur préfère les fractions molaires ou les molalités qui ont l'avantage d'être indépendantes de la température et de la pression.

En biochimie et biologie, les concentrations molaires sont aussi très utilisées, pour déduire les concentrations des produits de réaction, ou à l'inverse des réactants d'origine quand on dose les produits. Ainsi, avec une réaction A + 3 B → AB + B2, on utilise la stœchiométrie des éléments chimiques (proportion molaire des éléments entre réactants et produits) et/ou un bilan de masse. Une mole de A donnera 1 mole de AB, tandis que 1 mole de B2 sera issue de 3 moles de B. Une mole de AB contient 1 mole de A et 1 mole de B. À volume(s) initial et final connu(s), on peut calculer les concentrations molaires apparues ou disparues.

On parle de solutions équimolaires en composé X pour des solutions ayant la même concentration molaire en X, et de réaction équimolaire pour une réaction chimique qui fait réagir ses réactifs mole à mole (molécule à molécule ou espèce chimique à espèce chimique).

La quantité ou concentration (massique) de certains éléments étant déterminée notamment par des pesées, on utilise beaucoup la relation entre concentration massique ρi du soluté i de masse molaire Mi à sa concentration molaire ci

\rho_i = c_i \cdot \mathrm M_i.

Certaines méthodes de mesure donnent un accès direct à la concentration molaire c d'une substance. Dans la loi de Beer-Lambert, c est lié à l'absorbance (Aλ) à une longueur d'onde λ, à la longueur du trajet optique (ℓ) et à l'absorptivité molaireλ) propre à la substance à la longueur d'onde λ selon

c = \frac {\mathrm A_\lambda} {\varepsilon_\lambda \cdot l}

Références[modifier | modifier le code]

  1. (en) « amount concentration, c », IUPAC, Compendium of Chemical Terminology (« Gold Book »), 2e éd. (1997). Version corrigée en ligne:  (2006-).

Articles connexes[modifier | modifier le code]