Convertir des grammes en moles et des moles en grammes : guide détaillé avec exemples

Cet exemple détaillé illustre comment transformer la masse d'une substance en grammes en nombre de moles, et vice versa. Ces conversions sont essentielles en chimie lorsque vous disposez d'une masse mesurée et devez résoudre des problèmes de stoechiométrie ou d'équations chimiques équilibrées.

Convertir des moles en grammes (et vice versa)

• Les grammes et les moles mesurent la quantité de matière. Il n'existe pas de formule de conversion directe : utilisez la masse molaire, calculée à partir des masses atomiques et de la formule chimique.
• Consultez les masses atomiques sur le tableau périodique et multipliez par les indices subscripts pour obtenir la masse molaire du composé.
• Les indices indiquent le nombre d'atomes ; l'absence d'indice signifie un seul atome.
• Sommez les contributions de chaque élément pour la masse molaire, qui sert de facteur de conversion (g/mol).

Exemple : conversion des grammes en moles

Problème : Déterminez le nombre de moles dans 454 g de CO₂.

Solution : Masses atomiques : C = 12,01 g/mol, O = 16,00 g/mol. Masse molaire de CO₂ : 12,01 + 2(16,00) = 44,01 g/mol.

Facteur : 1 mol / 44,01 g.
moles de CO₂ = 454 g × (1 mol / 44,01 g) = 10,3 mol.

Réponse : 10,3 moles de CO₂ dans 454 g.

Exemple : conversion des moles en grammes (peroxyde d'hydrogène)

Pour convertir moles en grammes : grammes = masse molaire × moles.

Problème : Calculez la masse de 0,700 mol de H₂O₂.

Solution : Masse molaire : (2 × 1,008) + (2 × 15,999) = 34,014 g/mol.
Grammes = 34,014 g/mol × 0,700 mol = 23,81 g.

Réponse : 23,81 g de H₂O₂ dans 0,700 mol.

Autre exemple : moles en grammes (acide sulfurique)

Problème : Masse de 3,60 mol de H₂SO₄ ?

Solution : Masses : H = 1,008 g/mol, S = 32,06 g/mol, O = 16,00 g/mol.
Masse molaire : 2(1,008) + 32,06 + 4(16,00) = 98,08 g/mol.
Grammes = 3,60 mol × 98,08 g/mol = 353 g.

Réponse : 353 g de H₂SO₄ dans 3,60 mol.

Conseils pour des conversions réussies

• Vérifiez l'annulation des unités dans vos calculs (tracez une ligne si nécessaire).
• Respectez les chiffres significatifs : les erreurs sont pénalisées en chimie.

Sources

• Andreas, Birk et al. (2011). "Détermination de la constante d'Avogadro en comptant les atomes dans un cristal ²⁸Si". Physical Review Letters, 106(3):030801. doi:10.1103/PhysRevLett.106.030801.
• Cooper, G. ; Humphry, S. (2010). "La distinction ontologique entre unités et entités". Synthèse, 187(2):393–401. doi:10.1007/s11229-010-9832-1.
• "Loi de 1985 sur les poids et mesures (c. 72)". Base de données de droit statutaire du Royaume-Uni. Bureau de l'information du secteur public.