unité de quantité de matière. 1) Une grosse, une myriade ou une mole

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CHAPITRE 12 : « COMMENT EXPRIMER UNE QUANTITE DE MATIERE PRESENTE DANS UN ECHANTILLON ? »
I) La mole : unité de quantité de matière.
1) Une grosse, une myriade ou une mole ?
 Activité.
2) Définition et constante d’Avogadro.
 Une mole d’entités élémentaires (atomes ou ions ou molécules) est la quantité de matière d’un système contenant 6,02.1023
entités élémentaires.
 La quantité de matière est la grandeur utilisée en chimie pour indiquer un nombre d’entités élémentaires.
 La mole, de symbole mol, est l’unité de quantité de matière utilisée en chimie car c’est une unité bien adaptée.
 Ce nombre de 6,02.1023 s’appelle la constante d’Avogadro notée NA.
 NA s’exprime en mol1 car cette constante indique le nombre d’entités élémentaires par mole.
 Exemples :  Dans une mole d’eau H2O, il y a 6,02.1023 molécules d’eau ;
 Dans une mole d’atomes de cuivre Cu, il y a 6,02.1023 atomes de cuivre ;
 Dans une mole d’ion chlorure Cℓ, il y a 6,02.1023 ions chlorure.
3) Relation générale entre la quantité de matière et le nombre d’entités élémentaires.
 Relation :
Quantité de matière (en mol)
Nombre d’entités élémentaires
1
NA = 6,02.1023
n
N
D’où
A
N
N
n
ou
A
n.NN 
+ unités + signification de n et N.
 Remarque : Cette relation est totalement indépendante de la nature de l’espèce chimique.
 Exemples :  Combien y a-t-il de molécules de CO2 dans 0,65 mol de CO2 ? 3,91.1023 molécules
 Quelle est la quantité de matière contenue dans 1022 atomes de zinc ? 1,66.102 mol
II) Quantité de matière, masse et volume.
1) Masse molaire atomique.
 La masse molaire atomique notée M d’un élément est la masse d’une mole d’atomes de cet élément. Elle s’exprime en gramme
par mole (g.mol1).
 Les valeurs des masses molaires atomiques figurent dans la classification périodique des éléments.
 Exemple : On lit : M(Cu) = 63,5 g.mol1  une mole d’atomes de cuivre, soit 6,02.1023 atomes de cuivre, a une masse de 63,5 g.

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2) Masse molaire moléculaire.
 La masse molaire moléculaire notée M est la masse d’une mole de molécules.
 Elle est égale à la somme des masses molaires atomiques de tous les atomes présents dans la molécule et s’exprime en g.mol1.
 Exemples :  M(H2O) = 2  M(H) + M(O) = 18 g.mol1  une mole de molécules d’eau, soit 6,02.1023 molécules d’eau, a une
masse de 18 g ;
 M(NH3) = M(N) + 3  M(H) = 17 g.mol1 ;
 M(CuSO4) = M(Cu) + M(S) + 4  M(O) = 159,6 g.mol1.
3) Masse molaire ionique.
 La masse molaire ionique notée M est la masse d’une mole d’ions et s’exprime en g.mol1.
 La masse des électrons étant négligeable devant celle de l’atome, la masse molaire ionique d’un ion monoatomique est égale à la
masse molaire atomique de l’élément correspondant. La masse molaire d’un ion polyatomique est égale à la somme des masses
molaires atomiques des atomes présents dans l’ion.
 Exemples :  M(Cℓ)  M(Cℓ) = 35,5 g.mol1 ;
 M(SO42)  M(S) + 4  M(O) = 96,1 g.mol1.
4) Relation générale entre la quantité de matière et la masse.
 Relation :
Quantité de matière (en mol)
Masse
1
M
n
m
D’où
M
m
n
ou
n.Mm 
+ unités + signification de n, m et M.
 Remarque : Cette relation est totalement dépendante de la nature de l’espèce chimique via la valeur de sa masse molaire.
 Exemples :  Quelle est la quantité de matière contenue dans 1 kg d’eau ? 55,5 mol
 Quelle est la masse de 0,215 mol de dioxygène O2 ? 6,88 g
 Combien y a-t-il de molécules d’eau dans 10 g d’eau ? 3,34.1023 molécules
 Quelle est la masse d’une molécule d’eau ? 3.1023 g
5) Le cas des liquides.
a) Problématique.
 Pour prélever une quantité de matière n d’une espèce chimique liquide, on peut, comme pour les solides, procéder par pesée de
la masse m correspondant à cette quantité.
 Cependant on peut aussi mesurer le volume V qu’occupe la quantité de matière n si l’on connait la grandeur qui lie la masse et le
volume de l’espèce chimique considérée. Cette grandeur est la masse volumique.

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b) Masse volumique.
 A une température et une pression données, la masse volumique ρ d’une espèce chimique est égale au quotient de sa masse m
par son volume V qu’elle occupe.
 Relation :
V
m
ρ
ou
ρ.Vm
ou
ρ
m
V
+ unités.
c) Densité.
 La densité d d’une espèce chimique par rapport à l’eau est égale au quotient de sa masse volumique ρ par celle de l’eau ρeau, ces
masses volumiques étant prises à la même température et la même pression.
 Relation :
eau
ρ
ρ
d
ou
eau
d.ρρ 
+ unités.
 Remarques :  On dit que l’eau constitue l’espèce chimique de référence ;
 On prendra le plus souvent ρeau = 1000 g.L1.
d) Relation générale entre la quantité de matière et le volume.
 Relation déduite :
M
Vdρ
M
ρV
M
m
neau
ou
eau
dρ
nM
ρ
nM
ρ
m
V
+ unités.
6) Diagramme synoptique.
 Document.