Concentration molaire

En physique, particulièrement en chimie, la concentration molaire, concentration en quantité de matière ou molarité, 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 volumeModèle:,.

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 :

Unités

Dans le Système international, la concentration molaire s'exprime en moles par mètre cube (Modèle:Unité ou Modèle:Unité), mais on utilise plus couramment les moles par litre (Modèle:Unité ou Modèle:Unité) :

Modèle:Unité = Modèle:Unité

En chimie des solutions aqueuses, l'unité Modèle:Unité est souvent abrégée en M ; par exemple, une solution d'acide chlorhydrique de concentration Modèle:Unité peut être étiquetée « HCl Modèle:Unité », même si cette notation utilisant le même symbole que la masse molaire n'est pas recommandée par l'IUPAC. On peut aussi parler de solution milli-, centi- ou décimolaire d'acide chlorhydrique ou encore d'acide chlorhydrique décimolaire.

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 $N_{\mathrm{A}}$ (Modèle:Unité molécules) : $N=n\cdot N_{\mathrm{A}}$.

Par exemple, une mole d'eau liquide à Modèle:Tmp occupe un volume de Modèle:Unité donc la concentration (molaire) de l'eau dans l'eau pure vaut Modèle:Unité. Dans la vapeur d'eau à Modèle:Tmp sous Modèle:Unité, ce même volume vaut Modèle:Unité donc la concentration de l'eau y est Modèle:Unité, soit Modèle:Nbr moins que dans l'eau liquide. La concentration (moléculaire) est respectivement de Modèle:Unité et Modèle:Unité molécules d'eau par litre.

Concentration massique

Il ne faut pas confondre la concentration molaire, en moles par unité de volume (Modèle:Ex Modèle:Unité) avec la concentration massique (notée ${\rho }_X$ ou ${\gamma }_X$) en unité de masse par volume (Modèle:Ex Modèle:Unité), 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 ambigüité.

Molalité

La concentration molaire est parfois appelée « molarité », à ne pas confondre avec la « molalité », qui est la quantité de soluté rapportée à la masse de solvant dans une solution, exprimée en mole par kilogramme (Modèle:Unité).

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 HModèle:Exp, AModèle:Exp et HA à cause de l'équilibre de dissociation Modèle:Nobr. La concentration (molaire) de la matière acide est alors :

cModèle:Ind = [HA] + [AModèle:Exp],

c'est-à-dire la somme des concentrations de ses espèces chimiques dérivées. Ceci s'applique aux réactions d'ionisation, de complexation, d'oxydoréductionModèle: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 Modèle:Nobr, 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 Modèle:Unité de AB, tandis que Modèle:Unité de Modèle:Fchim sera issue de Modèle:Unité de B. Une mole de AB contient Modèle:Unité de A et Modèle:Unité 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 ρModèle:Ind du soluté i de masse molaire MModèle:Ind à sa concentration molaire cModèle:Ind

${\rho }_i=c_i\cdot {\mathrm{M}}_i$.

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 (AModèle:Ind) à une longueur d'onde λ, à la longueur du trajet optique (ℓ) et à l'absorptivité molaire (εModèle:Ind) propre à la substance à la longueur d'Modèle:Nobr selon

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

Articles connexes

• Mole
• Ordres de grandeur de concentration
• Extensivité et intensivité (physique)
• Densité numérique