Calculateur de Concentration de Solution – Molarité, Molalité et Plus

Qu’est-ce qu’un calculateur de concentration d’une solution ?

Un calculateur de concentration d’une solution détermine la quantité de soluté dissoute dans une solution, exprimée dans l’unité choisie. Un soluté est la substance dissoute, comme le sel ou le sucre. Cet outil convertit la masse du soluté, sa masse molaire, le volume de la solution et la masse volumique de la solution en cinq unités courantes de concentration : molarité, molalité, pourcentage massique, pourcentage volumique et parties par million (ppm). Le pourcentage volumique nécessite une donnée supplémentaire, la masse volumique propre du soluté ; le calculateur la demande donc lorsque cette unité est sélectionnée.

La concentration décrit la force d’un mélange. Une même solution peut être décrite de plusieurs façons, chaque unité convenant à un usage différent. Un chimiste qui prépare une réaction utilise la molarité. Un physico-chimiste qui étudie les points de congélation utilise la molalité. Un laboratoire environnemental qui analyse l’eau utilise les ppm.

Explication des unités de concentration

• Molarité (M) — nombre de moles de soluté par litre de solution. Courante en chimie générale.
• Molalité (m) — nombre de moles de soluté par kilogramme de solvant. Elle ne varie pas avec la température.
• Pourcentage massique (% m/m) — masse du soluté divisée par la masse de la solution, multipliée par 100.
• Pourcentage volumique (% v/v) — volume du soluté divisé par le volume de la solution, multiplié par 100. Utilisé pour les mélanges liquides comme les boissons alcoolisées.
• Parties par million (ppm) — masse de soluté par million de parties de solution en masse. Utilisées pour les très petites quantités, dites à l’état de traces.

Une mole est un nombre fixe de particules (environ 6,022 × 10²³), utilisé pour compter les atomes ou les molécules en les pesant.

Comment calculer la molarité

La molarité est le nombre de moles de soluté divisé par le volume de la solution en litres :

$M = \frac{\text{moles de soluté}}{\text{volume de la solution (L)}}$

Comme le nombre de moles est égal à la masse divisée par la masse molaire, la formule devient :

$M = \frac{\text{masse du soluté (g)}}{\text{masse molaire (g/mol)} \times \text{volume de la solution (L)}}$

Exemple. Dissoudre 5,85 g de chlorure de sodium (NaCl, masse molaire de 58,44 g/mol) dans une quantité d’eau suffisante pour obtenir 0,1 L de solution :

$M = \frac{5.85}{58.44 \times 0.1} = 1.00 \text{ mol/L}$

Le volume final doit être mesuré une fois le soluté complètement dissous, et non avant. Ajouter un solide à un volume fixe d’eau augmente légèrement le volume total.

Comment calculer la molalité

La molalité divise le nombre de moles de soluté par la masse du solvant, en kilogrammes, au lieu du volume de la solution :

$m = \frac{\text{masse du soluté (g)}}{\text{masse molaire (g/mol)} \times \text{masse du solvant (kg)}}$

Exemple. Dissoudre 5,85 g de NaCl dans exactement 100 g (0,1 kg) d’eau :

$m = \frac{5.85}{58.44 \times 0.1} = 1.00 \text{ mol/kg}$

Comme la masse ne varie pas avec la température, la molalité reste constante lorsqu’une solution est chauffée ou refroidie. Ce n’est pas le cas de la molarité, car le volume augmente sous l’effet de la chaleur. C’est pourquoi la molalité est utilisée pour étudier l’abaissement du point de congélation et l’élévation du point d’ébullition.

Comment calculer le pourcentage massique

Le pourcentage massique est la masse du soluté divisée par la masse totale de la solution, multipliée par 100 :

$\%\text{ w/w} = \frac{\text{masse du soluté}}{\text{masse de la solution}} \times 100$

Exemple. Dissoudre 10 g de sucre dans 90 g d’eau, pour obtenir une masse totale de solution de 100 g :

$\%\text{ w/w} = \frac{10}{100} \times 100 = 10\%$

Le peroxyde d’hydrogène vendu pour un usage domestique porte généralement la mention « 3 % », ce qui signifie 3 g de peroxyde d’hydrogène pour 100 g de solution.

Comment calculer le pourcentage volumique

Le pourcentage volumique est le volume du soluté divisé par le volume total de la solution :

$\%\text{ v/v} = \frac{\text{volume du soluté}}{\text{volume de la solution}} \times 100$

Exemple. Mélanger de l’éthanol et de l’eau pour obtenir 100 mL de solution, en utilisant 15 mL d’éthanol :

$\%\text{ v/v} = \frac{15}{100} \times 100 = 15\%$

Le volume du soluté n’est pas fourni directement au calculateur. Celui-ci le détermine à partir de la masse du soluté et de sa propre masse volumique, raison pour laquelle il demande cette masse volumique dans ce mode :

$\text{volume du soluté (L)} = \frac{\text{masse du soluté (g)}}{\text{masse volumique du soluté (g/mL)} \times 1000}$

Saisir 10 g d’éthanol, dont la masse volumique est de 0,789 g/mL, donne 12,67 mL d’éthanol. Dans 1 L de solution, cela correspond à 1,27 % v/v. La masse volumique du soluté n’est pas la même que celle de la solution ; utiliser la masse volumique de la solution donnerait une réponse incorrecte pour tout soluté plus dense ou moins dense que le mélange.

C’est l’unité utilisée pour indiquer la teneur en alcool des boissons. Le vin est généralement à 12–14% v/v ; les spiritueux distillés sont à 40 % v/v ou davantage. Les volumes liquides ne s’additionnent pas toujours exactement lors du mélange ; une solution précise est donc mesurée jusqu’à un volume final plutôt que déterminée en additionnant ses composants.

Comment calculer les parties par million (ppm)

Les parties par million sont utilisées pour les solutions très diluées. Elles consistent à diviser la masse du soluté par la masse de la solution et à multiplier par un million :

$\text{ppm} = \frac{\text{masse du soluté}}{\text{masse de la solution}} \times 1{,}000{,}000$

Exemple. Un échantillon d’eau de 1 000 g contient 0,002 g de plomb dissous :

$\text{ppm} = \frac{0.002}{1000} \times 1{,}000{,}000 = 2 \text{ ppm}$

Pour les solutions aqueuses diluées, 1 ppm équivaut approximativement à 1 milligramme de soluté par litre de solution.

Exemple détaillé : solution saline physiologique

La solution saline physiologique est une solution de sel à 0,9 % utilisée en médecine parce que sa concentration en sel correspond à celle du plasma sanguin. Pour vérifier un lot préparé à partir de 9 g de NaCl dissous jusqu’à un volume final de 1 L, avec une masse volumique de solution de 1,005 g/mL :

Commencer par déterminer la masse totale de la solution à partir de son volume et de sa masse volumique :

$\text{masse} = 1 \text{ L} \times 1.005 \text{ g/mL} \times 1000 = 1{,}005 \text{ g}$

• Pourcentage massique : 9 ÷ 1 005 × 100 = 0,90 %
• Molarité : 9 ÷ (58,44 × 1) = 0,154 mol/L
• Molalité : la masse du solvant est 1 005 − 9 = 996 g (0,996 kg) ; 9 ÷ (58,44 × 0,996) = 0,155 mol/kg
• Parties par million : 9 ÷ 1 005 × 1 000 000 ≈ 8 955 ppm
• Pourcentage volumique : le sel solide a une masse volumique de 2,165 g/mL, donc 9 g occupent 4,157 mL ; 0,004157 ÷ 1 × 100 = 0,42 % v/v

La valeur en ppm n’est pas exactement 9 000, car la masse de la solution est de 1 005 g, et non de 1 000 g. Les 5 g supplémentaires résultent du fait que la masse volumique de la solution est légèrement supérieure à celle de l’eau pure.

Autres unités de concentration

Certains domaines utilisent d’autres unités que les cinq précédentes. La normalité (N) compte les unités réactives plutôt que les moles ; une solution d’acide sulfurique (H₂SO₄) à 1 M est à 2 N, car chaque molécule peut donner deux ions hydrogène. La fraction molaire divise le nombre de moles d’un constituant par le nombre total de moles de tous les constituants du mélange ; elle est utilisée dans les calculs de distillation. Pour les solutions extrêmement diluées, les chimistes passent des ppm aux parties par milliard (ppb) ou aux parties par mille milliards (ppt).

Sources courantes d’erreur

Une concentration calculée peut différer de la concentration réelle pour plusieurs raisons. La dissolution d’un solide modifie le volume total d’une solution ; le volume final doit donc être mesuré après le mélange, et non supposé égal au volume initial de solvant. Les produits chimiques de laboratoire sont rarement purs à 100 % ; un réactif portant la mention « dosage de 98,5 % » nécessite d’augmenter la masse utilisée pour compenser. Certains composés contiennent de l’eau liée dans leur structure cristalline, appelée eau de cristallisation ; le sulfate de cuivre pentahydraté (CuSO₄·5H₂O, 249,68 g/mol) pèse davantage par mole que le sulfate de cuivre anhydre (159,61 g/mol), et l’utilisation d’une masse molaire incorrecte modifie le résultat. La température modifie le volume d’une solution, ce qui change la molarité mais pas la molalité.

Foire aux questions

Quelle est la différence entre la molarité et la molalité ? La molarité se calcule en divisant par le volume de la solution, en litres. La molalité se calcule en divisant par la masse du solvant, en kilogrammes. Le volume varie avec la température, contrairement à la masse. Pour les solutions aqueuses diluées à température ambiante, les deux valeurs sont proches.

Comment convertir les ppm en pourcentage ? Diviser la valeur en ppm par 10 000. Par exemple, 5 000 ppm équivalent à 0,5 %.

1 ppm équivaut-il toujours à 1 mg/L ? Seulement approximativement, et uniquement pour les solutions diluées dont la masse volumique est proche de 1 g/mL, comme la plupart des échantillons d’eau. Pour les liquides plus denses, les deux valeurs divergent.

Pourquoi la concentration mesurée ne correspond-elle pas à mon calcul ? Les causes courantes comprennent un réactif impur, de l’eau liée dans la structure cristalline du soluté, un volume de solution mesuré avant le mélange complet ou une température différente de celle utilisée pour préparer la solution.

Quelle est la concentration maximale qu’un soluté peut atteindre ? La limite est la solubilité du soluté dans ce solvant à cette température. Le sel de table se dissout jusqu’à environ 36 g pour 100 mL d’eau à température ambiante ; au-delà, du solide non dissous reste au fond du récipient.

La température agit-elle sur la concentration ? Oui, pour les unités fondées sur le volume. L’eau se dilate en se réchauffant ; la molarité d’une solution diminue donc légèrement lorsqu’elle est chauffée, même si la quantité de soluté n’a pas changé. Le pourcentage massique et la molalité, qui sont fondés sur la masse, ne sont pas affectés.

Références

1. Harris, D. C. (2015). Quantitative Chemical Analysis (9e éd.). W. H. Freeman.
2. Chang, R., & Goldsby, K. A. (2015). Chemistry (12e éd.). McGraw-Hill Education.
3. Union internationale de chimie pure et appliquée. (1997). Compendium of Chemical Terminology (le « Gold Book »).
4. National Institute of Standards and Technology. NIST Chemistry WebBook. https://webbook.nist.gov/chemistry/