LA MOLE

Chapitre 5 :
LA MOLE
I.
LA MOLE : UNITE DE QUANTITE DE MATIERE :
1.1.
De l’échelle microscopique à l’échelle macroscopique :
Pour pratiquer la chimie, les chimistes doivent dénombrer le nombre d’atomes, d’ions ou de
molécules appelés « entités chimiques » (échelle microscopique) présentes dans les échantillons de
matière qu’ils manipulent à l’échelle humaine (échelle macroscopique).
Exemple : Le nombre d’atomes de fer contenu dans un échantillon de masse m = 3,5 g sachant que
la masse d’un atome fer est égale à 9,3.10-23 g se calcul ainsi : N = 3,5 / 9.3.10-23 = 3,8.1022 atomes.
Ces nombres sont si grands que les chimistes ont eu l’idée, pour faciliter le décompte, de regrouper
les entités chimiques en « paquets » comme dans la vie courante (Ex : feuilles de papier regroupées
en rames de 500 feuilles, œufs regroupés par 6 ou 12…) comportant toujours le même nombre
d’entités.
1.2.
Définition :
Une mole d’entités chimiques (atomes, ions, molécules …) est la quantité de matière d’un système
contenant 6,02.1023 entités.
Pour déterminer le nombre N d’entités contenus dans une mole, les scientifiques ont choisi un
atome de référence, l’atome de carbone 12 et une masse m de 12 g de carbone 12.
Sachant que mat = 2,0.10-23 g alors N = m/mat = 12/2,0.10-23  6,0.1023
1.3.
La constante d’Avogadro :
Exemple :
Dans 1 mole d’atomes de fer, il y a 1x6,02.1023 atomes de fer. (=6,02.1023)
Dans 2 moles d’atomes de fer, il y a 2x6,02.1023 atomes de fer.(=12,04.1023)
Dans 5 moles d’atomes de fer, il y a 5x6,02.1023 atomes de fer.(=3,01.1024)
Il y a proportionnalité entre la quantité de matière n et le nombre d’entités N constituant un
échantillon :
N = n.NA
23
-1
Avec NA = 6,02.10 mol appelée constante d’Avogadro
Exercices 12 – 13 page 132
II.
LA MASSE MOLAIRE :
2.1. Masse molaire atomique :
La masse molaire atomique d’un élément est la masse d’une mole d’atomes de cet élément.
On la note M et elle s’exprime en g.mol-1.
C’est une caractéristique d’un élément, elle apparaît dans la classification périodique.
Lorsqu’un élément possède des isotopes, la masse molaire atomique tient compte des proportions
naturelles de ces isotopes.
Exemple : dans la nature il y a 75% d’isotope de chlore 35 et 25% d’isotope de chlore 37.
M(Cl) = 75%x35 + 25%x37 = 35,5 g.mol-1
Remarque : La masse d’une mole d’ion est égale à la masse molaire atomique de l’élément chimique
correspondant. M(Cl) = M(Cl- ) = 35,5 g.mol-1
2.2. Masse molaire moléculaire :
La masse molaire moléculaire est la masse d’une mole de molécules. Elle est égale à la somme des
masses molaires atomiques des éléments constituant la molécule.
Exemples : M(H2O) = 2.M(H) + 1M(O) = 18 g.mol-1
M(C12H22O11) = 12.M(C) + 22M(H) + 11M(O) = 342 g.mol-1
III . Détermination de quantités de matière :
3.1. Masse et quantité de matière :
La quantité de matière n d’un échantillon de masse m est égale à :
Avec n en mol ; m en g et M en g.mol-1
n=m/M
Exemple : Le sucre alimentaire le plus courant est le saccharose de formule C12H22O11
 Calculer la quantité de matière de saccharose contenue dans un morceau de sucre de masse
m(S) = 5,5 g.
n(S) = m(S)/M(S)
A.N : n(S) = 5,5/342 = 1,6.10-2 mol
 Calculer le nombre de molécules de saccharose présents dans ce morceau de sucre.
N = n(S).NA
A.N. : N = 1,6.10-2 x 6,02.1023 = 9,7.1023 molécules
Exercice : difficile !!!
Dans toutes les mers et les océans du globe il y a 1,35 milliards de km3 d’eau. Par ailleurs, 1 verre
contient 120 g d’eau. Y a-t-il plus de verres d’eau dans les mers et les océans que de molécules d’eau
dans un verre ?
On donne : µ(eau) = 1 g.cm3 = 1000 kg.m-3 = 1000 g.L-1
 Nombre de verres d’eau contenu dans les mers :
V(mers) = 1,35.1021 L
V’(verre) = m/µ(eau) V’ = 120/103 = 120.10-3 L
N = V/V’
N = 1,35.1021/120.10-3 = 1,125.1022 verres
 Nombre de molécules d’eau contenu dans un verre :
On calcul le nombre de moles d’eau contenu dans un verre : n(eau) = m/M soit n(eau) = 120/18 =
6,67 mol
Dans 1 mole de molécules d’eau il y a 6,02.1023 molécules d’eau.
Dans 1 verre, il y a n’ = 6,67x6,02.1023 = 4,13.1024 molécules d’eau.
 Conclusion : Il y a plus de molécules d’eau dans un verre que de verres d’eau dans les mers et
les océans.
Exercices 15 – 19 – 22 – 27 page 133 à 134
3.2. Volume et quantité de matière :
Le volume molaire, noté Vm, d’une espèce chimique est le volume occupé par une mole de cette
espèce. Le volume V d’un échantillon de cette espèce et la quantité de matière n correspondante
sont donc reliés par :
n = V/Vm
Avec V en L, n en mol et Vm en L.mol-1
Le volume molaire d’un liquide ou d’un solide dépend de sa nature. (voir TP)
On peut déterminer le volume V d’un échantillon à partir de sa masse volumique :  =m/V
Exemple : eau = 1,0 g.cm-3
3.3. Volume molaire d’un gaz :
Pour les liquides et les solides, la même quantité de matière d’espèces chimiques différentes ne
représente pas ni le même volume ni la même masse.
Le cas des gaz est particulier : Des volumes égaux de gaz différents, pris dans les mêmes
conditions de température et de pression, renferment le même nombre de molécules, donc le
même nombre de moles.
Le volume occupé par une mole de gaz, dans des conditions données, est indépendant de la nature
du gaz. Ce volume est appelé volume molaire. On le note Vm et s’exprime en L.mol -1
Dans les mêmes conditions de température et de pression tous les gaz ont le même volume molaire.
A t=20°C et P=1bar
A t=0°C et P=1bar
Vm = 24 L.mol-1
Vm = 22,4 L.mol-1
Exemple :
1.
Calculer la quantité de matière de dioxygène contenue dans un flacon de 700 mL dans les
conditions où Vm=24,0 L.mol-1
n(O2) = V/ Vm
A.N. : n(O2) = 0,700/24,0 = 2,92.10-2 mol
2.
Calculer la masse correspondante :
m(O2) = n(O2).M(O2)
A.N. : m(O2) = 2,92.10-2x32,0 = 0,933 g
Exercices 17 –20 et 31 page 132 à 134