Les concentrations
En chimie, les concentrations peuvent être définies formellement comme la quantité de soluté présente dans une quantité donnée de solution. on distingue :
Définition : Concentration molaire
Attention :
Exemple :
Un demi-litre de jus de fruit contient 0.3 mol de saccharose. Quelle est la concentration molaire du saccharose dans ce jus ?[1]
Tout d'abord, nous identifions la formule nécessaire, en fonction de la question. Ensuite, nous devons identifier les variables dont nous disposons et que nous pouvons donc utiliser :
Moles de soluté n : 0,3 mol de saccharose
Volume du solvant V : 0,5 L
Définition : La molalité
La molalité est similaire à la molarité ( concentration molaire), mais consiste à calculer le nombre de moles par kilogramme de solvant.[1]
avec : ν = nombre d'ions fournis par la molécule en se dissociant
Remarque :
L'avantage d'utiliser la molalité, plutôt que la molarité (moles de soluté / volume de la solution), dans certains cas, est que lorsque la température d'une solution augmente, les molécules d'eau se dilatent et leur volume augmente ; cela affecte la molarité. Par conséquent, comme la molalité ne tient pas compte du volume, elle constitue une mesure plus précise de la concentration.
Définition : Concentration pondérale
Définition : Concentration ionique
Définition : L'osmolarité
L'osmolarité est la concentration de particules actives en solution, exprimée en termes d'osmoles de soluté par litre de solution. Elle représente le nombre total de moles de tous les solutés par litre de solution.[3]
α : Taux de dissociation de la molécule.
α = 1 : Dissociation totale
α = 0 : Pas de dissociation
0<α<1 : Dissociation partielle
NB : Pour les molécules non électrolytes[4] (non dissociées ou solides), l'osmolarité est la molarité.
Attention :
Ne pas confondre l'osmolarité (nb d'osmoles de soluté par litre de solution) et l'osmolalité (nb d'osmoles de soluté par kilogramme de solvant)