Concentration — Molarité, Molalité et dilution

En chimie, la concentration indique quelle quantité de soluté est présente par rapport à une quantité choisie de solution ou de solvant. Les formes dont les élèves ont le plus souvent besoin sont la molarité, la molalité et la relation de dilution pour la molarité.

La distinction rapide est simple : la molarité utilise les litres de solution, tandis que la molalité utilise les kilogrammes de solvant. Si vous gardez bien ce dénominateur en tête, la plupart des problèmes de concentration deviennent beaucoup plus faciles.

Ce que signifie la concentration en chimie

Si une solution est plus concentrée qu’une autre, elle contient davantage de soluté pour une même quantité de référence. Cette quantité de référence est essentielle.

• La molarité compare le soluté au volume total de la solution.
• La molalité compare le soluté à la masse du solvant uniquement.

Ainsi, la « concentration » est une idée générale, pas une formule unique.

Molarité : moles par litre de solution

La molarité se note $M$ et se définit par

$$M = \frac{n}{V}$$

où $n$ est la quantité de matière du soluté en moles et $V$ est le volume final de la solution en litres.

Une solution à $0.50\ \mathrm{M}$ contient $0.50$ mole de soluté par litre de solution. L’expression « de solution » est importante. Si vous dissolvez un soluté puis complétez la fiole jusqu’à $1.00\ \mathrm{L}$, c’est ce volume final de $1.00\ \mathrm{L}$ qu’il faut utiliser.

Comme la molarité dépend du volume, elle peut changer si la température varie suffisamment pour modifier sensiblement le volume de la solution.

Molalité : moles par kilogramme de solvant

La molalité se note $m$ et se définit par

$$m = \frac{n}{m_{\mathrm{solvent}}}$$

où $n$ est la quantité de matière du soluté en moles et $m_{\mathrm{solvent}}$ est la masse du solvant en kilogrammes.

Ici, la référence est le solvant seul, et non la solution entière. Si vous dissolvez $0.50$ mole de soluté dans $1.00\ \mathrm{kg}$ d’eau, la molalité est de $0.50\ m$.

Comme la molalité est fondée sur la masse, elle est souvent plus utile lorsque des variations de température rendent les mesures basées sur le volume moins pratiques.

Molarité ou molalité : la différence qui compte

Les élèves retiennent souvent les formules, mais pas le moment où il faut les utiliser. Une façon pratique de les distinguer est la suivante :

• Utilisez la molarité lorsque le problème donne ou demande le volume de la solution.
• Utilisez la molalité lorsque le problème donne ou demande la masse du solvant.

Leurs valeurs numériques peuvent être proches dans des solutions aqueuses diluées, mais elles ne sont pas définies de la même manière. Il ne faut pas les intervertir, sauf si l’énoncé donne assez d’informations pour faire correctement la conversion.

Exemple résolu : trouver la molarité et la molalité pour le même échantillon

Supposons que $0.300$ mole de glucose soit dissoute pour obtenir $600\ \mathrm{mL}$ de solution, et que le solvant utilisé soit $0.500\ \mathrm{kg}$ d’eau.

Commencez par la molarité. Convertissez $600\ \mathrm{mL}$ en $0.600\ \mathrm{L}$, car la molarité utilise les litres de solution :

$$M = \frac{0.300}{0.600} = 0.500\ \mathrm{M}$$

Calculez maintenant la molalité à partir de la masse du solvant :

$$m = \frac{0.300}{0.500} = 0.600\ m$$

Ce même échantillon a donc deux valeurs de concentration différentes, car chaque définition utilise un dénominateur différent. La molarité utilise les $0.600\ \mathrm{L}$ de solution, tandis que la molalité utilise les $0.500\ \mathrm{kg}$ de solvant.

Comment fonctionne l’équation de dilution

Lors d’une dilution, on ajoute davantage de solvant tout en conservant la même quantité de soluté. Si le soluté ne réagit pas et qu’aucune quantité n’est perdue, alors le nombre de moles avant et après dilution est le même.

Pour les problèmes de molarité, cela donne l’équation de dilution courante

$$M_1 V_1 = M_2 V_2$$

Cela fonctionne parce que

$$n_1 = n_2$$

et pour la molarité, $n = MV$.

Exemple de dilution

Si vous prenez $100\ \mathrm{mL}$ d’une solution à $1.50\ \mathrm{M}$ et que vous la diluez jusqu’à $300\ \mathrm{mL}$, alors

$$M_2 = \frac{M_1 V_1}{V_2} = \frac{(1.50)(100)}{300} = 0.50\ \mathrm{M}$$

La concentration diminue parce que la même quantité de soluté est répartie dans un volume final plus grand.

Erreurs fréquentes dans les problèmes de concentration

Utiliser la masse de la solution pour la molalité

La molalité utilise les kilogrammes de solvant, et non les kilogrammes de solution.

Utiliser le volume du solvant pour la molarité

La molarité utilise le volume final de la solution entière.

Utiliser $M_1 V_1 = M_2 V_2$ dans la mauvaise situation

Ce raccourci s’applique à la dilution d’un même soluté lorsque le nombre de moles est conservé. Il ne s’applique pas si une réaction modifie la quantité de soluté.

Considérer la molarité et la molalité comme interchangeables

Elles décrivent la concentration de deux façons différentes. Dans certains cas dilués, les nombres peuvent être proches, mais les définitions restent différentes.

Quand les chimistes utilisent la molarité ou la molalité

La molarité est courante pour la préparation au laboratoire, les titrages et la stœchiométrie des solutions, car les volumes se mesurent facilement avec des fioles et des pipettes.

La molalité est particulièrement utile dans des thèmes comme les propriétés colligatives, où une mesure de concentration fondée sur la masse est souvent plus pratique.

Vérification rapide avant de terminer

Posez-vous trois questions :

1. Ai-je utilisé les moles de soluté ?
2. Ai-je utilisé les litres de solution pour la molarité ou les kilogrammes de solvant pour la molalité ?
3. Si j’ai utilisé l’équation de dilution, la quantité de soluté est-elle vraiment restée constante ?

Essayez votre propre version

Modifiez l’exemple résolu pour que la même quantité de $0.300$ mole de glucose soit portée à $1.20\ \mathrm{L}$ au lieu de $600\ \mathrm{mL}$. Recalculez la molarité, puis vérifiez si la molalité change dans cette nouvelle situation. C’est un bon moyen de tester si vous comprenez vraiment quel dénominateur chaque définition utilise.