Molarité, molalité et fraction molaire : le lexique pour ne plus confondre les concentrations
mol/L vs mol/kg vs fraction sans unité : démystifiez les différentes manières de quantifier une solution et apprenez à jongler entre elles grâce à la masse volumique.
Demandez à n'importe quel étudiant en chimie ce qu'est une concentration, et il vous répondra spontanément : 'des moles par litre !'. C'est vrai dans 90 % des situations courantes au laboratoire. Mais dès que l'on aborde la thermodynamique des solutions, les variations de température ou les propriétés colligatives (abaissement du point de congélation, élévation du point d'ébullition, pression osmotique), la molarité devient insuffisante, voire trompeuse. Voici le guide de référence pour ne plus jamais confondre molarité, molalité et fraction molaire.
1. Molarité (C ou M en mol/L) : Pratique, mais dépendante de la température
- Définition : Nombre de moles de soluté par litre de SOLUTION totale (soluté + solvant).
M = n_soluté / V_solution (en L)
- Avantage : Extrêmement facile à prélever en laboratoire avec une pipette jaugée ou une fiole.
- Inconvénient majeur : Le volume d'un liquide dépend de la température en raison de la dilatation thermique. Une solution molaire préparée à 20 °C contiendra un volume légèrement plus grand à 60 °C, et sa concentration molaire diminuera légèrement sans qu'on ait retiré la moindre molécule !
2. Molalité (m ou b en mol/kg de solvant) : L'invariable thermique
- Définition : Nombre de moles de soluté par kilogramme de SOLVANT PUR (attention, pas de solution totale !).
m = n_soluté / m_solvant (en kg)
- Pourquoi elle est géniale : La masse ne change jamais avec la température. Si vous chauffez ou refroidissez votre solution, 1 kg d'eau reste rigoureusement 1 kg d'eau.
- Domaine de prédilection : Les propriétés colligatives !
- Cryoscopie : ΔT_fus = K_f × m
- Ébullioscopie : ΔT_éb = K_b × m
Ici, l'emploi de la molalité est mathématiquement obligatoire car les températures de fusion et d'ébullition s'écartent très loin de la température ambiante.
3. La fraction molaire (X) et le pourcentage massique (% m/m)
- Fraction molaire (X_A) : Rapport entre les moles d'un constituant et le nombre TOTAL de moles de toutes les espèces présentes dans le mélange :
X_A = n_A / (n_A + n_B + n_C + ...)
C'est un nombre pur, adimensionnel, sans aucune unité, obligatoirement compris entre 0 et 1. La somme des fractions molaires de tous les constituants vaut toujours exactement 1. Elle est indispensable pour la loi de Raoult sur la pression de vapeur (P_A = X_A × P°_A).
- Pourcentage massique (% m/m) :
% m/m = (masse de soluté / masse totale de la solution) × 100
Très répandu dans l'industrie et sur les étiquettes de produits chimiques commerciaux (ex : acide sulfurique concentré à 98 % m/m).
4. Le passe-partout des conversions : La masse volumique (densité)
Pour passer d'une concentration volumique (molarité en mol/L) à une concentration massique (molalité ou % m/m), il vous manque toujours un pont entre volume et masse. Ce pont universel est la masse volumique de la solution :
ρ = m_solution / V_solution (exprimée en g/mL ou kg/L)
Stratégie infaillible pour convertir n'importe quelle concentration :
1. Posez une base de calcul commode (ex : 'Supposons 1,00 L de solution' ou 'Supposons 100,0 g de solution').
2. Calculez la masse de solution correspondante grâce à ρ.
3. Déduisez la masse de soluté et la masse de solvant pur (m_solvant = m_solution - m_soluté).
4. Calculez la grandeur demandée en appliquant directement sa définition.
À retenir
- Molarité (M) = moles de soluté / Litres de SOLUTION (varie avec la température).
- Molalité (m) = moles de soluté / Kilogrammes de SOLVANT PUR (insensible à la température).
- Fraction molaire (X) = moles de soluté / Moles TOTALES (sans unité, de 0 à 1).
- La masse volumique (ρ = m/V) est la clé de voûte indispensable pour convertir molarité et molalité.