Concentration molaire

Données clés
Unités SI	mol⋅m⁻³
Autres unités	mole par litre (mol/l, souvent abrégé en M)
Nature	Grandeur scalaire intensive
Symbole usuel	$c$
Lien à d'autres grandeurs	$c_{X}=\left[X\right]={n_{X} \over V}$

La concentration molaire ou molarité, ou parfois taux molaire, d'une espèce chimique est sa quantité rapportée au volume total du mélange qui contient cette espèce. Elle est exprimée en moles par unité de volume^[1].

Cette notion est essentiellement utilisée pour des espèces en solution. La concentration molaire d'un soluté $X$ est notée $c_{X}$ ou $\left[X\right]$ . Elle est définie par le rapport de la quantité $n_{X}$ de soluté au volume $V$ de solution :

Concentration molaire :

c_{X}=\left[X\right]={n_{X} \over V}

Unités

Dans le 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

En chimie des solutions aqueuses, 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

Concentration moléculaire

La concentration molaire ne s'exprime pas directement en nombre d'entités élémentaires (atomes pour les espèces chimiques monoatomiques et molécules pour les espèces polyatomiques), qui serait peu pratique car requérant des nombres très élevés, mais en moles. Le nombre d'entités élémentaires $N$ et le nombre de moles $n$ sont liés par le nombre d'Avogadro $N_{\rm {A}}$ (6,022 141 29(27) × 10²³ molécules) : $N=n\cdot N_{\rm {A}}$ .

Par exemple, une 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 55,6 mol/l. Dans la vapeur d'eau à 100 °C sous 1 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 3,342 29 × 10²⁵ et 1,842 78 × 10²² molécules d'eau par litre.

Concentration massique

Il ne faut pas confondre la concentration molaire, en moles par unité de volume (ex. : mol/l) avec la concentration massique (notée ρ_X pour l'espèce X ou usuellement C_X (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)

La concentration molaire diffère aussi de la « concentration pondérale » (ou teneur, molalité), notée m^[2], 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

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 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 :

c_HA = [HA] + [A⁻],

c'est-à-dire la somme des concentrations de ses espèces chimiques dérivées^{[alpha 1]}. 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 ρ_i du soluté i de masse molaire M_i à sa concentration molaire c_i

\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 (A_λ) à une longueur d'onde λ, à la longueur du trajet optique (ℓ) et à l'absorptivité molaire (ε_λ) propre à la substance à la longueur d'onde λ selon

c={\frac {\mathrm {A} _{\lambda }}{\varepsilon _{\lambda }\cdot l}}

Notes et références

Notes

↑ Attention à ne pas confondre la concentration globale du composé HA avec la concentration de l'espèce HA. On peut les noter c_HA et [HA], ou c_HA,tot et c_HA, ou [HA]_tot et [HA].

Références

↑ (en) « amount concentration, c », IUPAC, Compendium of Chemical Terminology [« Gold Book »], Oxford, Blackwell Scientific Publications, 1997, version corrigée en ligne : (2019-), 2^e éd. (ISBN 0-9678550-9-8)
↑ « La mole et la concentration molaire », sur 123bio.net