Calculateur de molalité

Un calculateur de molalité détermine la concentration d’une solution en moles de soluté par kilogramme de solvant, une unité que les chimistes appellent la molalité. Il utilise trois données : la masse du soluté, la masse du solvant et la masse molaire du soluté. Le résultat est affiché en mol/kg, avec quatre décimales.

Qu’est-ce que la molalité ?

La molalité (symbole m) mesure le nombre de moles d’une substance dissoute, le soluté, présentes dans un kilogramme de la substance dans laquelle elle est dissoute, le solvant. Elle répond à une question simple : pour chaque kilogramme de solvant, combien de moles de soluté sont présentes ?

$m = \frac{n_{solute}}{m_{solvent}}$

Ici, $n_{solute}$ représente le nombre de moles de soluté et $m_{solvent}$ la masse de solvant en kilogrammes.

La molalité ne prend en compte que la masse du solvant, et non la masse totale de la solution obtenue. Si 5,85 g de sel de table (NaCl, masse molaire 58,5 g/mol) se dissolvent dans 100 g (0,1 kg) d’eau, la solution contient 0,1 mol de sel dans 0,1 kg d’eau. La molalité est donc de 1,0 mol/kg, même si la solution totale pèse 105,85 g.

La molalité ne varie pas avec la température, car elle est fondée sur la masse et non sur le volume. Les liquides se dilatent légèrement lorsqu’ils sont chauffés et se contractent lorsqu’ils refroidissent ; la molarité (moles par litre de solution) varie donc avec la température. La molalité reste constante, ce qui en fait l’unité standard pour les études de l’abaissement cryoscopique et de l’élévation du point d’ébullition.

Formule de la molalité

Les chimistes comptent rarement les moles directement ; ils pèsent plutôt les substances. Le nombre de moles de soluté est égal à la masse du soluté divisée par sa masse molaire, d’où la formule pratique suivante :

$m = \frac{m_{solute} / M_{solute}}{m_{solvent}}$

• $m_{solute}$ — masse du soluté pesé, en grammes
• $M_{solute}$ — masse molaire du soluté, en g/mol, déterminée à partir du tableau périodique
• $m_{solvent}$ — masse du solvant, en kilogrammes

Comment calculer la molalité

1. Peser le soluté. Noter sa masse en grammes, en kilogrammes ou en milligrammes. Le calculateur accepte ces trois unités et effectue la conversion.
2. Rechercher la masse molaire du soluté, en g/mol, dans le tableau périodique. Pour un hydrate tel que CuSO₄·5H₂O, inclure la masse des molécules d’eau dans le total.
3. Peser uniquement le solvant, avant le mélange, et non la solution totale ensuite.
4. Convertir les deux masses dans les unités correspondantes : grammes pour le soluté et kilogrammes pour le solvant. Le calculateur effectue lui-même cette étape, en utilisant l’unité sélectionnée à côté de chaque champ de masse.
5. Diviser la masse du soluté par sa masse molaire pour obtenir le nombre de moles de soluté.
6. Diviser le nombre de moles de soluté par la masse du solvant en kilogrammes pour obtenir la molalité, en mol/kg.

Erreurs courantes

• Utiliser la masse de la solution au lieu de celle du solvant. Peser 100 g d’eau, puis y ajouter 10 g de sel donne 110 g de solution. Le calcul de la molalité utilise toujours uniquement les 100 g d’eau.
• Oublier l’eau de cristallisation. CuSO₄·5H₂O a une masse molaire de 249,7 g/mol, et non de 159,6 g/mol, qui correspond au CuSO₄ anhydre seul.
• Confondre les grammes et les kilogrammes. Saisir 500 au lieu de 0,5 kg pour la masse du solvant fausse le résultat d’un facteur 1000.
• Arrondir trop tôt. Conserver des chiffres supplémentaires lors du calcul du nombre de moles de soluté, puis arrondir le résultat final.

Exemple : calcul de la molalité

Problème. Déterminer la molalité d’une solution préparée avec 10 g de chlorure de sodium (NaCl, masse molaire 58,44 g/mol) dissous dans 500 g d’eau.

1. Convertir la masse du solvant en kilogrammes : 500 g = 0,5 kg.
2. Déterminer le nombre de moles de soluté : 10 g ÷ 58,44 g/mol = 0,1711 mol.
3. Déterminer la molalité : 0,1711 mol ÷ 0,5 kg = 0,3422 mol/kg.

Exemple : travailler avec des milligrammes

Problème. Déterminer la molalité d’une solution préparée avec 25 mg de glucose (C₆H₁₂O₆, masse molaire 180,16 g/mol) dissous dans 15 g d’eau.

1. Convertir la masse du soluté en grammes : 25 mg = 0,025 g.
2. Convertir la masse du solvant en kilogrammes : 15 g = 0,015 kg.
3. Déterminer le nombre de moles de soluté : 0,025 g ÷ 180,16 g/mol ≈ 0,0001388 mol.
4. Déterminer la molalité : 0,0001388 mol ÷ 0,015 kg ≈ 0,0093 mol/kg.

Molalité et molarité

La molalité et la molarité ont des noms similaires, mais mesurent des grandeurs différentes. La molalité divise le nombre de moles de soluté par les kilogrammes de solvant. La molarité divise le nombre de moles de soluté par les litres de solution totale. Comme le volume d’un liquide varie avec la température et que la molarité dépend du volume, la molarité d’une solution change légèrement lorsqu’elle se réchauffe ou se refroidit, tandis que sa molalité reste constante. Pour les solutions aqueuses diluées à température ambiante, les deux valeurs sont souvent proches, mais elles ne sont pas identiques et ne doivent pas être interchangées sans vérification.

Une méthode approximative pour passer de l’une à l’autre, lorsque la masse volumique de la solution est connue, est la suivante :

$Molarity = \frac{Molality \times \rho}{1 + (Molality \times M_{solute} / 1000)}$

où $\rho$ représente la masse volumique de la solution en g/mL.

Pourquoi les chimistes utilisent la molalité

La molalité intervient chaque fois que la température varie au cours d’une expérience. Dans l’abaissement cryoscopique, c’est-à-dire la diminution du point de congélation d’une solution par rapport à celui du solvant pur, la molalité apparaît directement dans l’équation de référence :

$\Delta T_f = K_f \times m \times i$

$\Delta T_f$ représente l’abaissement cryoscopique, $K_f$ est une constante propre au solvant, $m$ est la molalité et $i$ est le nombre de particules produites par chaque unité de soluté lorsqu’elle se dissout. Comme la molalité ne varie pas lorsque l’échantillon refroidit jusqu’à son point de congélation, elle fournit une valeur stable à utiliser dans cette équation. Le même raisonnement s’applique à l’élévation du point d’ébullition et aux formulations pharmaceutiques qui doivent conserver une concentration constante sur une plage de températures de stockage.

Foire aux questions

Quelle est la différence entre la molalité et la molarité ? La molalité correspond au nombre de moles de soluté par kilogramme de solvant. La molarité correspond au nombre de moles de soluté par litre de solution. La molalité dépend uniquement de la masse et ne varie donc pas avec la température ; la molarité dépend du volume, qui varie avec la température.

Pourquoi certaines expériences utilisent-elles la molalité plutôt que la molarité ? Toute mesure effectuée sur une plage de températures, comme l’abaissement cryoscopique, nécessite une unité de concentration qui ne varie pas lorsque l’échantillon se réchauffe ou se refroidit. Comme la molalité est fondée sur la masse, elle reste constante, tandis que la molarité change légèrement avec le volume de la solution.

La molalité peut-elle être négative ou nulle ? Non, la molalité ne peut pas être négative, puisqu’elle décrit une quantité physique de soluté dissous. Elle est nulle uniquement lorsqu’aucun soluté n’est présent, ce qui signifie que l’échantillon est constitué de solvant pur et non d’une solution.

La molalité a-t-elle une limite supérieure ? Oui. La molalité est limitée par la solubilité du soluté dans le solvant. Une fois que le solvant contient autant de soluté qu’il peut en dissoudre à cette température et à cette pression, la molalité ne peut plus augmenter.

L’eau pure a-t-elle une molalité ? Non. La molalité décrit un soluté dissous dans un solvant. L’eau pure ne contient aucun soluté ; la molalité ne s’y applique donc pas.

Quelle est la précision d’un calculateur de molalité pour les solutions concentrées ou non idéales ? La division suit directement la définition, et ce calculateur affiche le résultat avec quatre décimales. La valeur de la molalité reste correcte quelle que soit la concentration. Dans une solution concentrée ou non idéale, c’est le comportement de cette valeur dans les équations ultérieures qui change, par exemple dans l’abaissement cryoscopique, où les interactions entre les ions font que le comportement réel s’écarte de la formule de proportionnalité simple.