Calculatrice de molarité

Qu’est-ce que la molarité ?

La molarité est la concentration d’une solution exprimée en nombre de moles du soluté dans 1 dm3 (1 litre) de la solution.

Quelles sont les unités de la molarité ?

Les unités de molarité sont M ou mol/L. On dit d’une solution à 1 M qu’elle est  » un molaire « .

Qu’est-ce qu’une mole ?

Une mole est la quantité de quelque chose qui a le même nombre de particules que 12 g de carbone 12. Cela équivaut à peu près à 6,02×1023, également appelé nombre d’Avogadro. Ainsi, 1 mole d’hydrogène gazeux (H2) contient 6,02×1023 molécules, et 1 mole de glucose (C6H12O6.) contient également 6,02×1023 molécules, mais comme H2 est une molécule beaucoup plus simple, 1 mole de H2 aura une masse beaucoup plus petite (la masse molaire) que 1 mole de C6H12O6.

Qu’est-ce que la masse molaire ?

La masse molaire est la masse en grammes de 1 mole d’une molécule particulière.

Comment trouver la masse molaire

Une mole de sodium (Na) vaut 22,99 g, et 1 mole de chlore vaut 35,45 g. Pour le chlorure de sodium (NaCl), ils sont dans un rapport de 1:1, donc la masse molaire de NaCl est de 22,99 + 35,45 = 58,44 g/mol.
Pour un composé comme l’eau (H2O), 1 mole d’hydrogène (H) vaut 1,008 g/mol et 1 mole d’oxygène (O) vaut 15,9994 g/mol. Ainsi, la masse molaire de H2O est de (2 x 1,008) + 15,9994 = 18,0154 g/mol.

Comment la molarité est-elle liée à la concentration ?

Deux solutions qui ont la même molarité auront le même nombre de molécules du produit chimique par litre mais sont susceptibles de contenir des masses différentes de ce produit chimique par litre pour y parvenir. Alors que deux solutions de même concentration auront la même masse de produit chimique par litre de solution mais sont donc susceptibles de contenir des nombres différents de molécules de ce produit chimique par litre. Pour peu que l’on connaisse quelques informations supplémentaires, on peut déduire une valeur de l’autre à l’aide des équations ci-dessous.

Équations de la molarité

Pour calculer la molarité ou pour calculer des valeurs connexes (notamment le volume, la masse, la masse molaire et la concentration) à partir de la molarité, on utilise les équations suivantes.

Exemple de . calculs de molarité et de concentration

Le scénario dans lequel la plupart des scientifiques de laboratoire rencontreront ce type de calcul est celui de la préparation de solutions suivant une procédure opératoire standard (SOP) ou un article scientifique. Ici, la solution utilisée est généralement définie par sa concentration molaire (M). Par exemple ;
Vous devez faire une solution 0,5 M de NaCl, ayant décidé que vous voulez 2 litres quelle quantité de NaCl devez-vous ajouter ?

1. D’abord vous devez calculer le nombre de moles dans cette solution, en réarrangeant l’équation
   Nombre de moles (mol) = Molarité (M) x Volume (L)
   = 0.5 x 2
   = 1 mol
2. Pour NaCl, la masse molaire est de 58,44 g/mol
   Maintenant, nous pouvons utiliser l’équation réarrangée
   Masse (g) = Nbre. Moles (mol) x Masse molaire (g/mol)
   = 1 x 58,44
   = 58,44 g
   Donc, pour faire 2 litres d’une solution 0,5 M de NaCl, il faudrait ajouter 58,44 g de NaCl.

Réarranger l’équation n’est pas nécessaire car l’outil de calcul le fera pour vous.
Comme vous ajoutez 58,44 g de NaCl à 2 L d’eau, vous pourriez également exprimer cette valeur en termes de concentration
Concentration (g/L) = Masse (g) / Volume (L)
= 58,44 / 2
= 29,22 g/L
Termes associés

– masse d’un atome de cet élément qui reflète généralement la masse du noyau (protons plus neutrons). Par exemple, l’hydrogène vaut 1. Cette masse était autrefois mesurée en unités de masse atomique (UMA) mais elle est maintenant généralement exprimée en Daltons (Da).
– somme des poids atomiques de tous les atomes apparaissant dans une formule moléculaire donnée. Par exemple, le glucose a une formule moléculaire de C6H12O6, la masse moléculaire de C est de 12 Da, H est de 1 Da et O est de 16 Da. Par conséquent, la masse moléculaire du glucose est = (6 x 12) + (12 x 1) + (6 x 16)
= 72 + 12 + 96
= 180 Da
Numériquement, c’est la même chose que la masse molaire ne différant que par les unités dans lesquelles elles sont exprimées.
– Les valeurs des masses atomiques et donc moléculaires sont normalement obtenues par rapport à la masse de l’isotope 12C (carbone-12), cependant le terme « relatif » est généralement omis dans le titre. Écrites correctement, les valeurs relatives n’ont pas d’unités.
– somme des poids atomiques de tous les atomes apparaissant dans une formule empirique donnée. La formule empirique indique le rapport des atomes de chaque élément dans une molécule plutôt que le nombre réel. Par exemple, le glucose (formule moléculaire C6H12O6) aurait donc la formule empirique CH2O, la masse moléculaire de C est de 12 g, celle de H de 1 g et celle de O de 16 g. Par conséquent, la masse de formule du glucose est
= (1 x 12) + (2 x 1) + (1 x 16)
= 12 + 2 +16
= 30 g
Pour des molécules comme H2O, où la formule est déjà dans sa forme la plus simple, la masse de formule et la masse moléculaire sont les mêmes.
– similaire à la molarité, cependant le calcul de la normalité utilise le nombre d’équivalents molaires plutôt que le nombre de moles. Les unités sont N ou eq/L. La normalité n’est généralement utilisée que lorsqu’une substance a plus d’une sous-espèce qui peut participer à une réaction spécifique, comme un proton pour les réactions acide/base, un électron pour les réactions d’oxydation/réduction ou dans les réactions de précipitation. Par exemple, l’acide sulfurique (H2SO4) possède deux protons ionisables (H+) qui peuvent participer à la neutralisation d’une base telle que l’hydroxyde de sodium (NaOH)
H2SO4(aq) + 2 NaOH → 2 Na+(aq) + 2 H2O + SO42+(aq)
Si une solution d’acide sulfurique est 1 M, alors elle est 2 N exprimée sous forme de normalité. Une solution de 2 N est dite « deux normales ».
– similaire à la molarité, cependant le calcul de la molalité utilise la masse plutôt que le volume du solvant utilisé, ce qui le rend indépendant de la température contrairement à la molarité. Les unités sont m ou mol/kg.