Mole et grandeurs

Mole et Grandeurs molaires
1. La mole d'une espèce chimique
1.1. L'unité de quantité de matière
En chimie, la matière, considérée d'un point de vue microscopique, est constitué d'entités chimiques
caractérisées par des masses très faibles (atomes, ions et molécules).
Au niveau microscopique les échantillons de matière sont constitués d'un très grand nombre
d'entités chimiques.
Exemple : Un échantillon de cuivre (coupeau de cuivre) de masse 1 g contient environ 1022 atomes de Cu.
Pour ne pas manipuler des nombres aussi élevés, les chimistes ont introduit une unité pour la mesure de la
quantité de matière. Cette unité est la mole de symbole mol.
1.2. Définition de la mole.
Une mole de matière est un paquet constitué d'un nombre très grand et bien défini d'entités chimiques
identiques. Pour définir ce nombre, les chimistes ont utilisé la convention suivante.
Première définition de la mole (définition légale) :
Une mole d’entités chimiques identiques est un paquet contenant autant d’entités chimiques que
d’atomes de carbone dans 12,0 g de carbone 12.
Exemples
Dans une mole d'atomes de cuivre, il y a autant d'atomes de cuivre que d'atomes de carbone dans 12,00 g
de carbone 12
Dans une mole de molécule d'eau, il y a autant de molécules d’eau que d’atomes de carbone dans 12,0 g
de carbone 12
Dans une mole d'électrons, il y a autant d’électrons que d’atomes de carbone dans 12,0 g de carbone 12
Dans une mole d'ions Cl-, il y a autant d’ions Cl- que d’atomes de carbone dans 12,0 g de carbone 12
Mais combien y' a -t-il d'atomes de carbone dans 12,0 de carbone 12? Autrement dit, combien y' a t
il d'entités dans une mole?
BB
1.3. Constante d'Avogadro
Dans une mole d'atomes de carbone, il y' a :
NA =
masse de l'échantillon
= 6,02.1023
masse d'un atome de carbone 12
Le nombre NA appelé constante constante d’AVOGADRO . Il représente le nombre d'entités par mole.
Son unité est mol-1.
donc
NA = 6,022.1023 mol-1
Deuxième définition de la mole (définition pratique) :
Une mole d’entités chimiques identiques et un paquet contenant NA (6,022.1023) entités chimiques
identiques.
1.4. Quantité de matière d'un échantillon
Soit un échantillon de matière contenant N entités chimiques identiques. Calculons la quantité de matière n
contenue dans cet échantillon (Le nombre de mole).
La quantité de matière est donnée par la relation :
n (mol) =
N
N A (mol 1 )
Exemples :
1) Combien y' a t il d'atomes de fer donné dans 0,010 mol d'atomes de fer?
Le nombre d'atomes de fer est donné par la relation :
N =nxNA=0,010x6,02.1023=6,0.1021
2) Quelle quantité de matière correspond a 2,4.1024 atomes de cuivre?
La quantité de matière est donnée par la relation :
n=
N
2,4.10 24

 4,0 mol
N A 6,02.10 23
2. Les masses molaires
2.1. Définition
La masse molaire d'une espèce chimique X est la masse d'une mole d'entités identiques de cette
espèce. On la note M(X). et son unité est g .mol-1(g/mol) . Suivant que les espèces en question sont des
atomes ou des molécules, on distingue la masse molaire atomique et la masse molaire moléculaire.
BB
2.2. Masse molaire atomique
La masse molaire d'un élément chimique est la masse d’une mole d’atomes de cet élément.
Exemples :
-
M(H) = 1,0 g.mol-1.
M(C) = 12,0g.mol-1
-
M(Cl) = 35,5g.mol-1
M(O) = 16,0g.mol-1
Pour les masses molaires atomiques des différents éléments, on peut consulter le tableau de classification
périodique des éléments. Ces masses molaires atomiques ont étés calculées en tenant compte des
proportions naturels des isotopes de chaque élément.
Exemple : Dans la nature, il y 'a 75% de l'isotope 35 du Cl de masse molaire atomique 35,0 g/mol et 25%
de l'isotope 37 de masse molaire atomique 37,0 g/mol. La masse molaire atomique du chlore est donc.
M(Cl) = 0,75x35,0 + 0,25x37,0 = 35,5 g.mol-1
Remarque :
La masse molaire ionique est pratiquement égale à La masse molaire atomique (car la masse
des e- est négligeable devant celle des nucléons)
2.3. Masse molaire moléculaire
La masse molaire moléculaire d'une espèce chimique est la masse d’une mole de molécules
de cette espèce chimique.
On l'obtient en calculant la somme des masses molaires des éléments qui constituent la molécule
en tenant compte du nombre d'atomes par molécule.
Exemples :
M(H2O) =2xM(H)+M(O)=2x1,0+16,0=18,0 g.mol-1
M(C2H6O) =2xM(C)+6xM(H)+M(O)=2x12,0+6x1,0+16,0=46,0 g.mol-1
2.4. Masse molaire et quantité de matière
Soit un échantillon de matière d’une espèce chimique de masse molaire M(X). Si celui-ci contient nX
moles, la masse de l'échantillon est donc:
mX(g)
= nx(mol)M(X)(g.mol-1)
BB
Remarque :
Ces relations sont valables quelques soient l'état physique de l'échantillon (solide, liquide
,gaz) et quelque soit la nature des entités chimiques constituant l'échantillon (atomes, molécules
ou ions).
Exemple d'application :
Quelle quantité de matière y' a t il dans 50 ml d'eau liquide de masse volumique  =1,0 g.cm-3?
La quantité de matière présente dans un volume V=50 ml d'eau liquide est donnée par:
n(H2O) =
m(H 2 0)
M(H2 0)

V
M(H2 0)

1,0  50
 0,28 mol
18,0
3. Le volume molaire
3.1. Définition
Le volume molaire d'un gaz est le volume occupé par une mole de ce gaz dans des conditions
de température et de pression données
-
Notation et unité : Vm en L.mol-1
-
Le volume molaire ne dépend pas de la nature du gaz considéré (tous les gaz ont le même volume
molaire dans les mêmes conditions)
-
Dans les conditions normales de température et de pression(C.N.T.P.) : =0°C et P=1,0 bar
Vm = 22,4 L.mol-1
-
Dans les conditions habituelles de température et de pression (C.H.T.P.) : =20°C et P=1,0 bar
Vm = 24,0 L.mol-1
-
Lorsque la température augmente, le volume molaire augmente et vice-versa
-
lorsque la pression augmente, le volume molaire diminue et vice-versa.
3.2. Volume molaire et quantité de matière
Soit un échantillon d'une espèce chimique gazeuse de volume V .La quantité de matière de cette espèce
chimique est :
n(mol) =
V(L)
Vm (L.mol 1 )
Remarque :
V et Vm doivent être mesurés dans les mêmes conditions de température et de pression.
BB