Les concentrations

En chimie, les concentrations peuvent être définies formellement comme la quantité de soluté présente dans une quantité donnée de solution. on distingue :

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

C M = n V = 0,3 0,5 = 0,6 mol / L C_M = n over V = {0,3} over {0,5} = 0,6 mol/L

DéfinitionLa molalité

C m = n soluté m solvant en mol / Kg C_m =n_soluté over m_solvant en mol/Kg

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.

DéfinitionConcentration pondérale

DéfinitionConcentration ionique

C i = v . C M en ( Ion gramme / L ou mol d ' ion L 1 ) C_i =v.C_M en (Ion gramme /L ou mol d'ion L^-1 )

DéfinitionL'osmolarité

C osm = β . C M avec β = 1 + α ( ν + 1 ) C_osm= %beta .C_M avec %beta=1+ %alpha ( %nu +1 )

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)