Molarité — Formule, dilution et exercices

La molarité est la concentration d’une solution exprimée en moles de soluté par litre de solution. Pour la calculer, on utilise $M = n/V$, on convertit le volume final en litres, et on convertit d’abord les grammes en moles si nécessaire.

La formule de base est

$$M = \frac{n}{V}$$

où $M$ est la molarité, $n$ le nombre de moles de soluté, et $V$ le volume final de la solution en litres.

S’il ne faut retenir qu’un seul détail, retenez le dénominateur : la molarité utilise les litres de solution, pas les litres de solvant. Si un exercice dit « compléter la solution jusqu’à $250\ \mathrm{mL}$ », ce volume final de solution est la valeur à utiliser.

Ce que signifie la formule de la molarité

Une solution à $1.0\ \mathrm{M}$ contient $1.0$ mole de soluté par $1.0$ litre de solution. Cela ne signifie pas qu’on a ajouté le soluté à exactement $1.0$ litre d’eau. Après mélange, c’est le volume final de la solution qui compte.

C’est pourquoi la molarité est utile au laboratoire : le volume final de la solution est une grandeur qu’on peut mesurer directement avec des fioles, des pipettes et des burettes.

Comment calculer la molarité à partir des moles ou des grammes

Utilisez toujours la même méthode :

1. Déterminez la quantité de soluté en moles.
2. Convertissez le volume final de la solution en litres.
3. Divisez les moles par les litres de solution.

Si l’énoncé donne une masse au lieu d’un nombre de moles, convertissez d’abord :

$$n = \frac{\text{mass}}{\text{molar mass}}$$

Par exemple, si vous connaissez la masse du soluté en grammes et sa masse molaire en $\mathrm{g/mol}$, cette étape donne le nombre de moles nécessaire pour appliquer la formule de la molarité.

Exemple résolu : molarité à partir de grammes et de volume

Supposons que $5.84\ \mathrm{g}$ de NaCl soient dissous et que le volume final de la solution soit de $500\ \mathrm{mL}$. Déterminez la molarité.

Commencez par convertir les grammes en moles. En utilisant une masse molaire d’environ $58.44\ \mathrm{g/mol}$ pour le NaCl,

$$n = \frac{5.84}{58.44} \approx 0.100\ \mathrm{mol}$$

Convertissez ensuite le volume :

$$500\ \mathrm{mL} = 0.500\ \mathrm{L}$$

Puis appliquez la formule de la molarité :

$$M = \frac{0.100}{0.500} = 0.200\ \mathrm{mol/L}$$

La solution est donc

$$0.200\ \mathrm{M}$$

Cette démarche complète est le modèle de nombreux calculs de molarité : grammes -> moles -> litres -> molarité.

Quand la formule de dilution fonctionne

Quand on dilue une solution, on ajoute du solvant mais la quantité du même soluté reste inchangée. Dans cette condition, le nombre de moles avant et après dilution est le même, ce qui donne

$$M_1 V_1 = M_2 V_2$$

Cette équation ne fonctionne que si c’est le même soluté qui est dilué et qu’aucun soluté n’est perdu ni consommé dans une réaction.

Exemple rapide

Si vous prélevez $25.0\ \mathrm{mL}$ d’une solution de NaCl à $1.20\ \mathrm{M}$ et que vous la diluez jusqu’à $100.0\ \mathrm{mL}$, alors

$$M_2 = \frac{M_1 V_1}{V_2} = \frac{(1.20)(25.0)}{100.0} = 0.300\ \mathrm{M}$$

La concentration diminue parce que la même quantité de soluté est répartie dans un volume final plus grand.

Erreurs courantes dans les calculs de molarité

Utiliser des millilitres comme s’il s’agissait de litres

Si vous remplacez $250\ \mathrm{mL}$ dans $M = n/V$ par $250$ au lieu de $0.250$, votre réponse sera fausse d’un facteur $1000$.

Utiliser le volume du solvant au lieu du volume de la solution

La molarité est basée sur le volume final de la solution entière. Si l’énoncé dit « diluer jusqu’à $1.00\ \mathrm{L}$ », utilisez $1.00\ \mathrm{L}$.

Oublier la conversion des grammes en moles

La masse ne s’utilise pas directement dans la formule de la molarité. Il faut d’abord obtenir des moles.

Utiliser $M_1 V_1 = M_2 V_2$ dans le mauvais type d’exercice

Ce raccourci ne s’applique qu’aux dilutions. Si une réaction chimique modifie la quantité de soluté, utilisez plutôt les moles et l’équation chimique équilibrée.

Où la molarité est utilisée en chimie

La molarité intervient dans la préparation des solutions, les titrages, les dilutions et la stœchiométrie des solutions. Elle est particulièrement utile lorsque l’exercice repose sur des volumes mesurés.

Comme la molarité dépend du volume, elle peut changer si la température varie suffisamment pour modifier sensiblement le volume de la solution. Dans la plupart des exercices d’introduction, cet effet est négligé sauf si la question y fait explicitement référence.

Deux exercices rapides sur la molarité

Essayez de les faire sans revenir à l’exemple résolu :

1. Quelle est la molarité d’une solution obtenue en dissolvant $0.250\ \mathrm{mol}$ de glucose et en ajustant le volume final à $1.00\ \mathrm{L}$ ?
2. Quelle est la nouvelle concentration si $50.0\ \mathrm{mL}$ d’une solution à $0.80\ \mathrm{M}$ sont dilués jusqu’à $200.0\ \mathrm{mL}$ ?

Réponses :

1. $0.250\ \mathrm{M}$
2. $0.20\ \mathrm{M}$

Essayez un exercice similaire

Créez votre propre version en modifiant un seul nombre dans l’exemple résolu, comme la masse du soluté ou le volume final, puis refaites le calcul depuis le début. Si vous voulez un cas proche qui utilise la même logique de concentration dans une réaction, poursuivez avec Titration Calculations.