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Généré le: 20 juillet 2026 à 21:34

Convertisseur molarité-molalité

Données

ConvertirMolarité → molalité
Molarité3 M
Molalité3 mol/kg
Masse volumique de la solution1,1 g/mL
Masse molaire du soluté58,44 g/mol

Généré avec OneCalc · https://onecalc.app/fr/chemistry/molarity-molality-conversion

Chimie

Convertisseur molarité-molalité

Convertissez entre molarité (mol/L) et molalité (mol/kg) à partir de la masse volumique de la solution et de la masse molaire du soluté. Le sens de conversion est réversible.

Convertir

Données

g/mol

Résultats

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\begin{aligned} b &= \dfrac{M}{\left(1000\rho - M\,M_w\right)/1000} \\ &= \dfrac{3\,\text{M}}{?\,\text{kg}} \\ &= ?\,\text{mol/kg} \end{aligned}

Détails

\begin{aligned} w &= \dfrac{1000\rho - M\,M_w}{1000} \\ &= \dfrac{1000\left(1,1\right) - M\left(58,44\right)}{1000} \\ &= ?\,\text{kg} \end{aligned}

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Deux façons de mesurer la concentration

La molarité et la molalité décrivent toutes deux la quantité de soluté dans une solution, mais elles divisent par des grandeurs différentes. La molarité (MM) compte les moles de soluté par litre de solution, un volume. La molalité (mm, parfois notée bb) compte les moles par kilogramme de solvant, une masse. Comme l'une est liée à un volume et l'autre à une masse, aucun nombre fixe ne permet de les convertir. Le pont est la masse volumique de la solution, qui indique combien de grammes pèse réellement un litre.

Pourquoi la masse volumique est le maillon manquant

Imaginez un litre de solution. Sa masse totale est la masse volumique multipliée par le volume :

msolution=1000 ρm_{\text{solution}} = 1000\,\rho

avec ρ\rho en g/mL, si bien qu'un litre (1000 mL) pèse 1000 ρ1000\,\rho grammes. Une partie de cette masse est le soluté dissous. Une molarité de MM signifie qu'il y a MM moles, et chaque mole pèse MwM_w grammes, donc la masse de soluté est M⋅MwM \cdot M_w grammes. Le reste est du solvant :

msolvent=1000 ρ−M Mw1000 kgm_{\text{solvent}} = \frac{1000\,\rho - M\,M_w}{1000}\ \text{kg}

La molalité divise les moles de soluté par cette masse de solvant :

m=Mmsolvent=M(1000 ρ−M Mw)/1000m = \frac{M}{m_{\text{solvent}}} = \frac{M}{\left(1000\,\rho - M\,M_w\right)/1000}
SymboleGrandeurUnité
MMolaritémol/L (M)
mMolalitémol/kg (m)
ρMasse volumiqueg/mL
M_wMasse molaireg/mol

Exemple : chlorure de sodium 3 M

Prenons une solution de NaCl 3 M de masse volumique 1,10 g/mL. Le chlorure de sodium a une masse molaire de 58,44 g/mol. On calcule d'abord la masse de solvant dans un litre :

msolvent=1000(1,10)−3(58,44)1000=1100−175,321000=0,92468 kgm_{\text{solvent}} = \frac{1000(1{,}10) - 3(58{,}44)}{1000} = \frac{1100 - 175{,}32}{1000} = 0{,}92468\ \text{kg}

Puis on divise la molarité par cette masse :

m=30,92468≈3,244 mol/kgm = \frac{3}{0{,}92468} \approx 3{,}244\ \text{mol/kg}

La molalité est plus élevée que la molarité parce qu'un litre de cette solution contient moins d'un kilogramme d'eau : le sel a pris une part du volume et de la masse.

Dans l'autre sens : de la molalité à la molarité

En réarrangeant la même relation pour la molarité, on obtient une forme fermée propre :

M=1000 m ρ1000+m MwM = \frac{1000\,m\,\rho}{1000 + m\,M_w}

En réinjectant les nombres, l'aller-retour se confirme :

M=1000(3,244)(1,10)1000+3,244(58,44)=3568,41189,6≈3,00 mol/LM = \frac{1000(3{,}244)(1{,}10)}{1000 + 3{,}244(58{,}44)} = \frac{3568{,}4}{1189{,}6} \approx 3{,}00\ \text{mol/L}

Quand les deux sont-elles presque identiques ?

Pour une solution aqueuse diluée près de la température ambiante, la masse volumique approche 1,00 g/mL et le soluté n'occupe presque pas de masse, si bien qu'un litre de solution contient près d'un kilogramme de solvant. Dans cette limite, molarité et molalité coïncident presque. Elles s'écartent à mesure que la solution se concentre ou que le soluté est lourd :

SolutionMasse vol. (g/mL)MolaritéMolalité
glucose 0,1 M dans l'eau1,000,10 M0,102 m
NaCl 1 M1,041,00 M1,02 m
NaCl 3 M1,103,00 M3,24 m
HCl 6 M1,106,00 M7,13 m

Pourquoi la distinction compte

La molarité est commode à la paillasse, car les solutions sont préparées et distribuées au volume. La molalité l'emporte dès que la température intervient : les volumes se dilatent en chauffant, donc la molarité dérive, tandis que la masse — et donc la molalité — reste stable. C'est pourquoi les propriétés colligatives comme l'élévation du point d'ébullition et l'abaissement du point de congélation s'écrivent en molalité. Convertir entre les deux permet de prendre une concentration mesurée au volume et de l'utiliser dans un calcul indépendant de la température, et inversement.

Une remarque sur les limites

La conversion suppose que la masse volumique saisie correspond à la solution à la même concentration que la molarité ou la molalité convertie. Un litre de solution ne peut contenir que la quantité de soluté que sa masse permet ; si le soluté dissous pesait plus que le litre entier, les données sont physiquement incohérentes — souvent le signe d'une masse volumique ou d'une masse molaire mal saisie.

Questions fréquentes (FAQ)

Pourquoi faut-il la masse volumique pour convertir molarité et molalité ?

La molarité se rapporte à un litre de solution (un volume), la molalité à un kilogramme de solvant (une masse). Pour passer d'un volume à une masse, il faut la masse volumique de la solution, qui indique combien de grammes pèse un litre. En retranchant la masse du soluté dissous, il reste la masse de solvant, qui sert de référence à la molalité. Sans la masse volumique, aucun lien n'est possible entre les deux.

Quelle est la formule de la molarité à la molalité ?

Un litre de solution pèse 1000·ρ grammes, où ρ est la masse volumique en g/mL. Le soluté dissous apporte M·Mw grammes, M étant la molarité et Mw la masse molaire. Le reste est du solvant, donc la masse de solvant par litre vaut (1000·ρ − M·Mw)/1000 kilogrammes. La molalité est alors la molarité divisée par cette masse : m = M ÷ [(1000·ρ − M·Mw)/1000].

Quelle est la différence entre molarité et molalité ?

La molarité (M) est le nombre de moles de soluté par litre de solution et dépend du volume, qui se dilate légèrement quand la température monte. La molalité (m) est le nombre de moles par kilogramme de solvant et ne varie pas avec la température car la masse est fixe. La molarité est commode pour les mesures au volume en laboratoire ; la molalité sert aux propriétés colligatives comme l'élévation du point d'ébullition et l'abaissement du point de congélation, où une mesure indépendante de la température est requise.

Quand la molarité et la molalité sont-elles presque égales ?

Elles se rejoignent pour les solutions aqueuses diluées autour de la température ambiante, car la masse volumique approche 1,00 g/mL et le soluté occupe très peu de masse : un litre de solution contient alors près d'un kilogramme d'eau. Quand la concentration augmente ou que le soluté est lourd, elles s'écartent : une solution de NaCl 3 M à 1,10 g/mL donne environ 3,24 m, nettement plus que sa molarité.

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