Calculateur de Concentration de Solution – Molarité, Molalité et Plus

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

Un calculateur de concentration de solution détermine la quantité de soluté dissoute dans une solution, exprimée dans l’unité choisie. Un soluté est la substance que l’on dissout, comme le sel ou le sucre. Cet outil prend cinq données : la masse du soluté en grammes, sa masse moléculaire, le volume de la solution en litres, la masse volumique de la solution et celle du soluté. À partir de là, il donne l’une des cinq unités de concentration courantes : la molarité, la molalité, le pourcentage massique, le pourcentage volumique et les parties par million (ppm).

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) : moles de soluté par litre de solution. Courante en chimie générale.
• Molalité (m) : moles de soluté par kilogramme de solvant, et non par litre de solution (LibreTexts). Elle ne change pas avec la température.
• Pourcentage massique (% m/m) : masse de soluté divisée par la masse de solution, multipliée par 100.
• Pourcentage volumique (% v/v) : volume de soluté divisé par le volume de solution, multiplié par 100. Utilisé pour les mélanges liquides comme les boissons alcoolisées.
• Parties par million (ppm) : masse de soluté divisée par la masse de solution, multipliée par 1 000 000. Utilisées pour de très petites quantités (traces).

Les définitions du pourcentage et du ppm suivent le manuel gratuit Chemistry d’OpenStax.

Une mole est un nombre fixe de particules, environ 6,022 × 10²³. Ce nombre, la constante d’Avogadro, a une valeur définie exacte. Les chimistes l’utilisent pour compter des atomes ou des 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. Dissolvez 5,85 g de NaCl dans exactement 100 g (0,1 kg) d’eau :

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

L’outil ne demande pas directement la masse du solvant. Il déduit la masse de la solution à partir du volume et de la masse volumique (litres × g/mL × 1 000), puis soustrait la masse du soluté. S’il ne reste rien, il affiche une erreur au lieu d’un résultat.

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

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

Dans l’outil, la masse de la solution est encore le volume de la solution multiplié par sa masse volumique.

Comment calculer le pourcentage volumique

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

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

L’outil demande la masse du soluté, et non son volume. Il transforme la masse en volume en la divisant par la masse volumique du soluté lui-même, une donnée distincte de la masse volumique de la solution. La masse volumique par défaut du soluté, 2,165 g/mL, correspond au soluté par défaut de l’outil, le chlorure de sodium solide. Modifiez-la pour qu’elle corresponde à votre soluté.

Exemple. Mélangez 11,835 g d’éthanol (masse volumique 0,789 g/mL) avec de l’eau pour obtenir 0,1 L (100 mL) de solution. Le volume de l’éthanol est 11,835 ÷ 0,789 = 15 mL :

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

C’est l’unité utilisée pour la teneur en alcool des boissons. Le vin contient environ 12 % d’éthanol en volume, selon le même manuel d’OpenStax. Les volumes de liquides ne s’additionnent pas toujours exactement lors d’un mélange ; une solution précise est donc préparée jusqu’à un volume final mesuré plutôt que déduite de la somme de ses parties.

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, utilisée pour préparer les liquides intraveineux, est étiquetée à 0,9 % masse/volume. Cela signifie 0,9 g de sel pour 100 mL de solution, une unité mixte que l’outil ne donne pas. Pour vérifier un lot préparé avec 9 g de NaCl dissous jusqu’à un volume final de 1 L, avec une masse volumique de solution de 1,005 g/mL :

Commencez 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 ≈ 0,896 %, légèrement inférieur à l’étiquette de 0,9 % masse/volume
• Molarité : 9 ÷ (58,44 × 1) ≈ 0,154 mol/L
• Molalité : la masse de 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

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 de solvant de départ. Les produits chimiques de laboratoire sont rarement purs à 100 % ; un réactif dont la pureté indiquée (titre) est inférieure à 100 % exige d’augmenter sa masse pour compenser. Certains composés contiennent de l’eau liée dans leur structure cristalline, appelée eau d’hydratation ; le sulfate de cuivre pentahydraté (CuSO₄·5H₂O) pèse plus par mole que le sulfate de cuivre anhydre (CuSO₄), et utiliser la mauvaise masse moléculaire modifie le résultat. La température change le volume d’une solution, ce qui modifie 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 ? Divisez 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. 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. LibreTexts. Solution Concentration: Molality, Mass Percent, ppm and ppb. chem.libretexts.org — la molalité est le nombre de moles de soluté par kilogramme de solvant ; la molarité est le nombre de moles par litre.
2. OpenStax (via LibreTexts). Other Units for Solution Concentrations. chem.libretexts.org — définitions du pourcentage massique, du pourcentage volumique et du ppm massique ; vin à environ 12 % d’éthanol en volume ; solution saline à 0,9 % masse/volume.
3. National Institute of Standards and Technology. CODATA Value: Avogadro constant. physics.nist.gov — constante d’Avogadro 6,022 140 76 × 10²³ mol⁻¹, exacte.