10.53,10 1 nu = 10.8,10 10.3,9 1 n = = 10.02,6 10.93,19 10.12 N

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Structure de la matière
A l’échelle macroscopique
I- Masse et quantité de matière
1/ Exemple
On se propose de déterminer les nombres d’atomes contenus dans 1 g de cuivre
et 1 g de fer. On donne la masse d’un atome de cuivre mCu = 10,53.10-23 g et la
masse d’un atome de Fer mFe = 9,3.10-23 g
21
1
nc =
=
9,49.10
10,53.10−23
1
n Fe =
=10,8.1021
9,3.10−23
2/ Conclusion
u
Deux corps de masses de même masse ne renferment pas le même nombre
d’atomes. Alors la masse n’est pas une grandeur qui caractérise le nombre de
particules.
Un ensemble de particules identiques constitue (forme ) une quantité de
matière.
II- La mole
1/ Nombre d’Avogadro
Amedeo Avogadro (chimiste italien) propose une unité pour la quantité de
matière appelée mole. La mole renferme N particules, autant de particules que
contient 12 g de carbone.
Déterminons N, sachant que la masse d’un atome de carbone est
mC = 19,93.10-27 kg.
12.10−3
N=
= 6,02.1023
19,93.10−27
2/ La mole
a. Définition
La mole est la quantité de matière d’un ensemble contenant N particules
identiques.
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b. Application
Déterminer la masse d’une mole de souffre. On donne la masse d’un atome de
souffre mS = 5,316.10-23 g.
III- Masse molaire atomique
1/ Définition
La masse molaire atomique est la masse d’une mole d’atomes. Elle s’exprime
en g.mol-1.
2/ Exemple
Elément chimique
Masse molaire atomique
O
16 g.mol-1
C
12 g.mol-1
N
14 g.mol-1
Cl
35,5 g.mol-1
IV- Masse molaire moléculaire
1/ Définition
La masse molaire moléculaire est la masse d’une mole de molécules. Elle
s’exprime en g.mol-1.
2/ Application
Déterminer la masse molaire du dioxyde de carbone CO2. On donne les masses
molaires atomiques. M(O) = 16 g.mol-1 et M(C) = 12 g.mol-1.
V- Relation entre masse et quantité de matière
1/ Application
Déterminer le nombre de moles d’aluminium que contient 5,4 g d’aluminium
2/ généralisation
La quantité de matière (n) et la masse (m) d’un échantillon d’un corps pur de
masse molaire M sont reliées par
m = n.M
-1
g.mol
g
mol
2/2