Dire une concentration de plusieurs façons

Bienvenue dans ce parcours sur les réactions en solution aqueuse. Notre fil rouge, c'est l'eau : celle du robinet, celle d'un forage, celle d'une rivière ou celle d'un bécher. Avant de prévoir une réaction, il faut savoir dire combien il y a de chaque espèce dans l'eau. C'est le rôle de la concentration. Le problème, c'est qu'elle s'écrit de beaucoup de façons : mol par litre au laboratoire, milligrammes par litre dans un rapport d'analyse, degrés français sur une fiche de dureté. Dans cette leçon, tu vas apprendre à passer de l'une à l'autre sans perdre un facteur mille en route.

Quand Fatou dissout une cuillère de sel dans une casserole d'eau à Dakar, l'eau est le solvant, le sel est le soluté, et l'eau salée est la solution. Dans ce parcours, le solvant est toujours l'eau, d'où le nom de solution aqueuse. Attention à une idée importante : le sel ne reste pas sous forme de cristaux. Il se sépare en ions sodium et en ions chlorure, entourés de molécules d'eau. Une eau naturelle contient ainsi des dizaines d'espèces dissoutes : calcium, magnésium, hydrogénocarbonate, chlorure, gaz comme le dioxygène ou le dioxyde de carbone. Chacune a sa propre concentration.

La concentration en quantité de matière, c'est le nombre de moles de soluté par litre de solution. On la note C et on l'exprime en mol par litre. C'est l'unité des chimistes, parce que les réactions se font mole contre mole, pas gramme contre gramme. Prends 5,84 grammes de chlorure de sodium. Sa masse molaire vaut 58,44 grammes par mole, donc tu as 0,100 mole. Si tu complètes à un litre de solution, la concentration vaut 0,100 mol par litre. Remarque bien : on parle du volume de la solution finale, pas du volume d'eau que tu as versé au départ.

La concentration massique, c'est la masse de soluté par litre de solution. C'est l'unité des rapports d'analyse d'eau, souvent en milligrammes par litre. Pour passer de l'une à l'autre, il suffit de la masse molaire : la concentration massique égale la concentration molaire multipliée par la masse molaire. Imagine que le laboratoire de Karim, à Tunis, annonce 40 milligrammes de calcium par litre. Tu convertis en grammes, 0,040, puis tu divises par 40,08, la masse molaire du calcium. Tu obtiens une millimole par litre. Avec cette valeur, tu pourras écrire des bilans de réaction.

Dans l'eau naturelle, les concentrations sont souvent petites. On utilise alors des préfixes : la millimole par litre vaut un millième de mole par litre, la micromole un millionième. Dans les rapports, tu croiseras aussi ppm et ppb, parties par million et parties par milliard. Comme un litre d'eau peu chargée pèse à peu près un kilogramme, un milligramme par litre correspond pratiquement à un ppm, et un microgramme par litre à un ppb. Cette équivalence ne marche plus pour une saumure ou une eau de mer, plus dense. Une règle simple t'évitera bien des erreurs : n'écris jamais un nombre sans son unité.

Pour la dureté d'une eau, on additionne le calcium et le magnésium, puis on exprime le total comme s'il s'agissait de carbonate de calcium. C'est une convention, pas une réalité : l'eau ne contient pas forcément de carbonate de calcium dissous. Dans plusieurs pays francophones, on utilise aussi le degré français. Un degré français vaut 10 milligrammes par litre exprimés en carbonate de calcium, soit 0,1 millimole par litre de calcium et de magnésium. Une eau à 2,5 millimoles par litre fait donc 25 degrés français, ou 250 milligrammes par litre en carbonate de calcium. Tu reverras ces unités dans le module 4.

Une eau est toujours électriquement neutre : elle porte autant de charges positives que de charges négatives. Pour le vérifier sur un bulletin d'analyse, tu convertis chaque ion en millimoles de charges par litre, en multipliant sa concentration en millimoles par litre par sa charge. Deux millimoles par litre de calcium apportent ainsi quatre millimoles de charges positives par litre. Tu additionnes les cations d'un côté, les anions de l'autre, puis tu calcules l'écart relatif. Un petit écart est normal ; un grand écart signale un ion oublié ou une erreur d'analyse. Ce contrôle simple te servira dans le projet final.

Les flacons concentrés du laboratoire n'affichent pas des mol par litre. Ils donnent un pourcentage en masse et une densité. Prends une étiquette d'acide chlorhydrique qui indique 37 pour cent et une densité de 1,18. Un litre de cette solution pèse donc 1 180 grammes. Il contient 37 pour cent de chlorure d'hydrogène, soit environ 437 grammes. Tu divises par la masse molaire, 36,46, et tu trouves à peu près 12 moles par litre. Ce calcul, tu le feras chaque fois que tu prépares une solution à partir d'un produit commercial. Fais-le toujours avant de pipeter.

Retiens trois passerelles. La première : la masse molaire relie la concentration en grammes et la concentration en moles. La deuxième : dans une eau peu chargée, un milligramme par litre vaut pratiquement un ppm. La troisième : pour la dureté, un degré français vaut 0,1 millimole par litre de calcium et de magnésium. Pour contrôler une analyse, compare la somme des charges des cations à celle des anions. Et pour un produit commercial, pars toujours de la masse d'un litre. Dans la prochaine leçon, tu vas utiliser ces concentrations pour préparer des dilutions et calculer ce que devient chaque espèce quand on mélange deux solutions.