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Chimie

Cours : Chimie > Chapitre 8

Leçon 2: Mélanges et solutions

Concentration molaire ou molarité

Définitions de solution, soluté et solvant. Comment la molarité est-elle utilisée pour quantifier la concentration de soluté et comment se calcule-t-elle ?

Points clés

Les mélanges ayant une composition uniforme sont appelés mélanges homogènes ou solutions.
Les mélanges dont la composition n'est pas uniforme sont des mélanges hétérogènes.
La substance chimique présente en plus grande quantité dans le mélange est nommée solvant et les autres constituants du mélange sont les solutés.
La molarité ou la concentration molaire est le nombre de moles de soluté présent dans 1 litre de solution. On peut la calculer grâce à l'équation suivante :

$Concentration molaire = \frac{nombre de moles de soluté}{nombre de litres de solution}$ ‍

On utilise la concentration molaire pour passer du nombre de moles de soluté au volume de la solution.

Introduction : Mélanges et solutions

Dans la vie quotidienne, on rencontre souvent des substances qui sont des mélanges de différents éléments et composés chimiques. Un exemple de mélange est le corps humain. Saviez-vous qu'environ

57 %

de la masse du corps humain est constituée d'eau ? Essentiellement, notre corps est un mélange de molécules, de gaz et d'ions inorganiques dissous dans l'eau. Je ne sais pas ce que vous en pensez, mais moi, je trouve cela stupéfiant !

Si, dans un échantillon, les substances sont mélangées de façon à ce que la composition soit uniforme, on parle alors de mélange homogène. A contrario, un échantillon constitué d'un mélange dont la composition n'est pas uniforme est un mélange hétérogène.

Les mélanges homogènes sont aussi connus sous le nom de solutions, et les solutions peuvent contenir des composants solides, liquides et/ou gazeux. On veut souvent pouvoir quantifier la quantité d'une espèce qu'il y a dans une solution : c'est ce qu'on appelle la concentration de l'espèce. Dans cet article, on va s'intéresser à la façon dont on peut décrire quantitativement les solutions et discuter de la manière dont on peut utiliser cette information quand on fait des calculs stœchiométriques.

Concentration molaire

[La concentration molaire correspond-elle à la molalité ?]

Le constituant d'une solution qui est présent en quantité plus importante que les autres est appelé solvant. Toute espèce chimique mélangée au solvant est un soluté, soluté pouvant être un gaz, un liquide ou un solide. Par exemple, l'atmosphère terrestre est un mélange de plusieurs gaz :

78 %

de diazote,

21 %

de dioxygène et

1 %

d'argon, de dioxyde de carbone et d'autres gaz. Ainsi, on peut voir l'atmosphère comme une solution dont le diazote serait le solvant et dont les solutés seraient l'oxygène, l'argon, le dioxyde de carbone, etc.

La molarité, aussi appelée concentration molaire d'un soluté, est définie par le nombre de moles de soluté présentes dans 1 litre de solution (et non dans un litre de soluté !) :

[Qu'est-ce qu'une mole ?]

$Concentration molaire = \frac{nombre de moles de soluté}{nombre de litres de solution}$ ‍

[Pourquoi le volume de la solution est-il différent du volume de solvant ?]

La molarité s'exprime en

\frac{mol}{L}

, ce qui s'abrège par

M

(prononcé "molaires"). La concentration molaire en soluté est parfois notée par des crochets que l'on place autour de la formule brute du soluté. Par exemple, la concentration molaire en ions chlorure dans une solution peut s'écrire

[{Cl}^{-}]

. La concentration molaire nous permet de faire le lien entre volume d'une solution et nombre de moles (ou masse) d'un soluté.

Exercice d'application : le bronze est un alliage qu'on peut visualiser comme une solution solide constituée d'environ $88 %$ ‍ de cuivre et d'à peu près $12 %$ ‍ d'étain. Quel est le soluté et quel est le solvant de cette solution ?

[Voir la réponse]

Exemple 1 : Calcul de la concentration molaire d'un soluté

Considérons une solution qu'on réalise en dissolvant

2,355 g

d'acide sulfurique

H_{2} {SO}_{4}

dans de l'eau. Le volume total de la solution obtenue est de

50, 0 mL

. Que vaut la concentration molaire en acide sulfurique, que l'on note

[H_{2} {SO}_{4}]

Pour déterminer

[H_{2} {SO}_{4}]

, on doit calculer le nombre de moles d'acide sulfurique présentes dans la solution. On peut passer de la masse de soluté au nombre de moles en utilisant la masse molaire de l'acide sulfurique qui est de

98, 08 \frac{g}{mol}

, ce qui donne :

${Nombre de moles de H}_{2} {SO}_{4} = 2,355 g H_{2} {SO}_{4} \times \frac{1 mol}{98, 08 g} = 0,024 01 {mol H}_{2} {SO}_{4}$ ‍

On peut maintenant lier le nombre de moles d'acide sulfurique au volume total de solution afin de calculer la concentration molaire en acide sulfurique qui est :

$\begin{aligned} [H_{2} {SO}_{4}] & = \frac{Nombre de moles de soluté}{Volume de solution (en L)} \\ = \frac{0,024 01 mol}{0,050 L} \\ = 0, 48 M \end{aligned}$ ‍

Exercice d'application : quelle est la concentration molaire en ions $H^{+}$ ‍ dans une solution de $H_{2} {SO}_{4}$ ‍ ayant une concentration molaire de $4, 8 M$ ‍ ?

[Voir la réponse]

Exemple 2 : Faire une solution de concentration spécifique

Parfois, on souhaite préparer une solution de volume et de concentration molaire donnés, et on veut connaître la quantité de soluté qu'on devra utiliser pour ce faire. Dans cette situation, on doit réarranger la relation permettant de calculer la concentration molaire afin de calculer le nombre de moles de soluté, et finalement la masse de soluté à utiliser.

$Nombre de moles de soluté = Molarité \times Volume de solution$ ‍

Par exemple, disons qu'on veut préparer

0,250 L

d'une solution aqueuse de

NaCl

, avec

[NaCl] = 0,800 M

. Quelle masse de chlorure de sodium

NaCl

devra-t-on utiliser ?

On peut réarranger la relation permettant de calculer la concentration molaire de façon à calculer le nombre de moles de

NaCl

, ce qui donne ici :

$\begin{aligned} Nombre de moles de NaCl & = [NaCl] \times Volume de solution \\ = 0,800 \frac{mol}{L} \times 0,250 L \\ = 0,200 mol de NaCl \end{aligned}$ ‍

Ensuite, on utilise la masse molaire du chlorure de sodium qui est de

58, 44 \frac{g}{mol}

pour passer de la quantité de matière (en mol) à la masse (en g) de

NaCl

$Masse de NaCl = 0,200 mol \times \frac{58, 44 g}{1 mol} = 11, 7 g de NaCl$ ‍

En pratique, on peut utiliser cette information pour faire notre solution comme suit :

Étape

1.

Peser

11, 7 g

de chlorure de sodium.

Étape

2.

Transférer le chlorure de sodium dans une fiole propre et sèche.

Étape

3.

Ajouter de l'eau dans la fiole contenant le

NaCl

jusqu'à ce que le volume de la solution soit de

250 mL

Étape

4.

Boucher la fiole et mélanger de manière à ce que le chlorure de sodium soit complètement dissous.

La précision de la concentration molaire dépend aussi bien du choix de la verrerie que de la précision de la balance utilisée pour peser le soluté. La verrerie détermine la précision sur le volume de la solution. Si on ne tient pas à être pointilleux, on peut mélanger la solution dans un erlenmeyer ou un bécher. Mais si on veut être très précis, comme quand on prépare une solution standard pour une expérience de chimie analytique, il faudra probablement mélanger le soluté et le solvant dans une fiole jaugée (voir la photo ci-dessous).

À retenir

Les mélanges ayant une composition uniforme sont des mélanges homogènes qu'on appelle aussi solutions.
Les mélanges dont la composition n'est pas uniforme sont des mélanges hétérogènes.
La substance chimique présente en plus grande quantité dans le mélange est le solvant et les autres composants sont des solutés.
La molarité (ou concentration molaire) est le nombre de moles de soluté présentes dans 1 L de solution, ce que l'on peut calculer avec la formule suivante :

$Concentration molaire = \frac{nombre de moles de soluté}{nombre de litres de solution}$ ‍

On utilise la concentration molaire pour passer du nombre de moles de soluté au volume de la solution.

[Sources et références]

Exercice : La stoechiométrie d'une réaction de précipitation

La molarité est un concept utile pour les calculs stœchiométriques mettant en jeu des réactions en solution comme la précipitation et la neutralisation. Par exemple, considérons la réaction de précipitation se produisant entre le nitrate de plomb

{Pb(NO}_{3})_{2} (a q)

et l'iodure de potassium

KI (a q)

. Quand ces deux solutions se mélangent, un précipité jaune clair d'iodure de plomb

{PbI}_{2} (s)

se forme. L'équation équilibrée de cette réaction est :

${Pb(NO}_{3})_{2} (a q) + 2 KI (a q) \to {PbI}_{2} (s) + 2 {KNO}_{3} (a q)$ ‍

Si on dispose de $0, 1 L$ ‍ d'une solution de nitrate de plomb ${Pb(NO}_{3})_{2}$ ‍ à $0, 10 M$ ‍, quel volume d'iodure de potassium $KI$ ‍ à $0, 10 M$ ‍ doit-on ajouter de manière à faire réagir tout le nitrate de plomb ?

[Premier indice]

[Deuxième indice]

[Troisième indice]

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