Mole - Masse et Volume Molaire

Mole, masse molaire, volume molaire
I- Notion de mole
Les chimistes raisonnent sur des entités très petites qui s’appellent atomes, ions, molécules. Dans la vie
courante lorsqu’on manipule des objets très petits, on les regroupe par « lots ». Comme on constitue des « lots »
de feuilles de papier, d’agrafes (1000 feuilles dans une rame de papier...), on aurait pu, de façon arbitraire
choisir un nombre pour caractériser un « lot » d’atomes. Pourquoi pas 1 milliard par exemple ?
En fait, on a choisit un lot correspondant à 6,02.1023 atomes. Ce lot est appelé une mole.
Il y a environ six cents mille milliards de milliards d’atomes dans une mole.
Une mole du plus petit des atomes, l’atome d’hydrogène, a une masse d’environ 1 gramme. Ce nombre
permet donc de passer de l’échelle microscopique à l’échelle macroscopique.
Peut on imaginer ce que représente une mole de grains de riz ?
Elle serait constituée de 6,02  10 23 grains. On compte environ 50 grains de riz par cm3 et 1m3 de riz a une
masse de l’ordre de 1000 kg. Dans ces conditions, on peut vérifier qu’une mole de grains de riz aurait une masse
de 12  10 18 kg. En admettant qu’un homme consomme en moyenne 250 g de riz par jour, on pourrait nourrir
10 milliards d’hommes pendant 13 millions d’années.
Ce n’est que de la fiction mais cet exemple permet de nous rendre compte du nombre énorme d’entités
élémentaires contenues dans une mole. Ce nombre dépasse largement les limites de notre imagination.
II- Définitions
1. La mole
Une mole d’atomes correspond à 6,02.10 23 atomes identiques. Le nombre 6,02.10 23, noté NA , est le nombre
d’Avogadro. De même on définit une mole de molécules ou une mole d’ions.
La mole est une unité de quantité de matière, son symbole est mol.
2. Masse molaire atomique
La masse molaire atomique d’un élément est ………. ............................................................................. .
Elle s’exprime en g/mol. Les masses molaires atomiques sont toujours fournies aux élèves
Exemples : Les masses molaires atomiques des éléments suivant sont :
carbone : MC = 12 g/mol
oxygène : Mo = 16 g/mol
Ph. Georges
Chimie
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Remarque : La valeur de la masse molaire atomique d’un élément se trouve dans la classification périodique
des éléments. En effet, elle correspond au nombre de masse A de l’élément
Exemple : Déterminer la masse molaire de l’atome d’aluminium
Masse d’un nucléon :
27
13
A
Z
X.
Al .
mn = …………..
Masse d’un atome d’aluminium :
mAl = ……………..
Masse molaire d’un atome d’aluminium :
MAl = ……………..
MAl = ……………..
3. Masse molaire moléculaire
C’est la masse ............................................................... Elle est égale à la somme des masses des atomes
présents dans la molécule.
Exemple : La masse molaire moléculaire de l’eau est :
MH2O = 2 MH + MO
avec
MH = 1 g/mol et Mo = 16 g/mol
On a : MH2O = ........................................................
4. Masse molaire d’un composé ionique
On calcule de même la masse d’une mole d’ions polyatomiques en faisant la somme des masses molaires
atomiques des différents atomes présents.
2
Exemple : La masse molaire M d’une mole d’ions de SO 4

M SO 2
= 1 MS + 4  MO
4
est :
avec MS = 32 g/mol et Mo = 16 g/mol

On a : M SO 2
= ................................
4

M SO 2
= ..............
4
soit
III- Relation masse / nombre de moles
Méthode 1
On utilise la relation :
n = Error!
La relation permet de déterminer le nombre n de moles d’atomes (de molécules ou d’ions) d’un corps pur de
masse m et de masse molaire atomique M (moléculaire ou ionique).
Méthode 2
Exemple :
On utilise un tableau de proportionnalité.
Nombre de moles
Masse en grammes
n
m
1
Masse molaire
Calculer le nombre de moles d’atomes contenus dans 7,3 g de fer
La masse molaire du fer est :
Ph. Georges
MFe =56 g/mol
Chimie
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Méthode 1 :
n = Error!
soit
n = …..
Il y a................. mole de fer dans ..........g de fer
Méthode 2 :
Nombre de moles
Masse en grammes
Il y a................. mole de fer dans ..........g de fer
IV- Le volume molaire
Lorsqu’une réaction chimique met en jeu des gaz, on mesure en général …….………..
En effet s’il est aisé de déterminer par pesée la masse d’un solide ou d’un liquide, cela devient
difficile pour un gaz, du fait ……………………………………. Il est plus facile de mesurer le
……………………….. par un gaz dans un récipient.
1. La loi d’Avogadro-Ampère
Dans les mêmes conditions de température et de pression, une mole d’un gaz parfait, quel qu’il soit, occupe
toujours le même volume VM, appelé volume molaire.
Dans les conditions normales de température (0°C) et de pression (1 013 hPa) (on les nomme CNTP) :
VM = 22,4 L / mol.
Exemple : Une mole de dioxygène, de butane ou encore d’ozone, dans les CNTP, ont un volume de 22,4 L.
2. Calcul du nombre de moles dans un gaz
Pour calculer le nombre de moles contenues dans un gaz, on utilise toujours un tableau de proportionnalité.
Exemple : Calculer le nombre de moles de dioxygène contenus dans 125 L de ce gaz avec VM = 25 L/mol.
Nombre de moles
Ph. Georges
Volume en litre
Chimie
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