Sciences Physique

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Sciences Physiques 2007/2008 St. Michel de St. Mande
Fiche de Cours
Unité : Transformation de la matière
Chapitre: 1 – La Mole
La Quantité de Matière
Il existe en chimie deux échelles :
i. Echelle macroscopique, c'est-à-dire l’échelle humaine, où l’on manipule les produits chimiques,
ii. Echelle microscopique, où se trouvent les constituants de la matière qui participent aux réactions, et
dont les caractéristiques (e.g. masse, volume, etc.) ne sont pas mesurables directement avec des
instruments d’usage courant.
Donc on a besoin de pouvoir mesurer des quantités de matière avec une unité qui est adaptée à l’échelle
macroscopique. Cette grandeur macroscopique s’appelle la Quantité de matière (=amount of substance),
notée , dont l’unité est la Mole ().
 La Mole 
Les chouquettes sont chouettes.
Si on veut en acheter pour une fête, il est plus pratique de commander le nombre de douzaines (ou nombre de
paquets) de chouquettes nécessaires, (au lieu du nombre de chouquettes individuels). Donc, la douzaine (ou
le paquet) est l’unité macroscopique des chouquettes.
En transposant cette analogie aux atomes et molécules, alors, au lieu d’indiquer les millions de milliards de
particules nécessaires pour une réaction chimique, il est plus pratique d’introduire un « paquet » de
particules, c'est-à-dire une unité bien adaptée à l’échelle macroscopique.
DÉFINITION :
i. La mole est l’unité de Quantité de Matière.
ii. On utilise la mole pour indiquer le nombre d’atomes, de molécules, ou d’ions dans un échantillon
de matière (en gros, le nombre total de particules microscopiques dans l’échantillon). Par
exemple, on peut dire : 3   , ou 0,75   2, ou 107   2+
iii. La mole notée , et le symbole de cette unité est  (.. =.)

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iv. Une mole est la quantité de matière d’un système contenant autant d’entités élémentaires qu’il y
a dans 12  de Carbone-12. Ce nombre est donné par la Constante d’Avogadro =,
 .
v. Le nombre d’entités élémentaires  dans un échantillon de  moles est donné par la formule :
=   ù  d'entité dans l'échantillon(sans unité)
 d'Avogadro en 1
Donc la morale de cette histoire ?
Une douzaine est un paquet de douze, tandis qu’une mole est un paquet de = 6,023 1023
EXEMPLE||
 1 mole de Fer contient 6,023 1023 atomes de fer
 1 mole d’eau contient 6,023 1023 Molécules d’eau.
 3,3 mole de +(ion de sodium), contient
=  = (3,3)( 6,023 1023) = 2,0 1024   
EX. 1|| APPLICATION
Combien de moles constituent 1020 molécules de  ? Donner la réponse en , ainsi qu’en .
Les Quantités Molaires
Lors de notre préparation pour la grande fête (l’anniversaire de Newton), on achète nos chouquettes chez les
deux grands Pâtissiers du quartier : Ludovic Lorge, et Léo Lafarine. On constate que les chouquettes de
Lafarine n’ont ni la même masse ni la même taille de celles de Lorge (quel scandale) ! Donc une douzaine de
chouquettes de Lafarine n’aura pas non plus la même masse que la douzaine de Lorge (ni la même taille).
La situation est identique pour les entités élémentaires. Les différentes particules ont des masses différentes,
et par conséquent, la masse d’une mole d’un atome diffère de la masse d’une mole d’un autre type d’atome.
Ceci nécessite l’introduction des grandeurs dites Molaire :

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Masse Molaire
DEFINITION :
La masse molaire d’une espèce chimique est la masse d’une mole d’entités de cette espèce. Elle est
notée , et elle s’exprime en 1 (gramme par mole).
On définit deux types de masse molaire (=molar masse):
i. MASSE MOLAIRE ATOMIQUE
La masse d’une mole d’atome à l’état naturel, c'est-à-dire compte tenu de tous ses isotopes, et de leur
abondance relative.
Il existe une relation entre la quantité de matière  et la masse molaire  :
= 
  = où   é  è (   )
    è    
    (  1 )
Les masses atomiques de la classification des éléments sont en fait leur masse molaire. Donc la masse molaire
d’hydrogène est 1    : c'est-à-dire, une mole d’hydrogène (6,023 1023 atomes
d’hydrogène) a une masse de 1 gramme.
EX. 2|| Dans l’état naturel, un échantillon de chlore contient les deux isotopes principaux de chlore dans les
proportions suivantes : 76% de 
17
35 et 24% de 
17
37 . Calculer la masse d’une mole de Chlore.
Données :()
15
35 = 5,807 1023 
()
17
35 = 6,138 1023 

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ii. MASSE MOLAIRE MOLÉCULAIRE
La masse d’une mole d’une molécule. Elle s’établit en effectuant la somme des masses molaires
atomiques de chacun des atomes qui constituent la molécule.
EX. 3|| Calculer la masse molaire de 2.
Volume Molaire
Pour les solides et les liquides, une même quantité de matière d’espèces chimiques différentes ne présente ni
le même volume ni la même masse.
Le cas des gaz est différent. Le comportement de matière dans l’état gazeux est donné par la loi d’Avogadro-
Ampère :
A température et pression données, le volume occupé par une mole de gaz est indépendant de la
nature du gaz. Ce volume est appelé volume molaire(=molare volume). On le note  , et il s’exprime
en 1.
Le volume molaire d’un gaz à 20°C et à une pression de 1013 hPa (pression atmosphérique), vaut :
=24,0 1
Le volume molaire d’un gaz dépend de la température et de la pression du gaz considéré. L’évolution
du volume molaire en fonction de la température :
Température (°C)
Volume Molaire
()
0
22,4
20
24
100
30,6
500
63,4
1000
104,0
Donc la quantité de matière d’un gaz est donnée par la relation suivante :
= 
 où   quantité de matière ( en  )
  Volume du gaz  en L 
  Volume molaire ( en 1 )

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EX. 4|| Application.
i. Calculer la quantité de matière contenue dans un volume = 1,00  de vapeur d’eau à 20 ° à la
pression atmosphérique.
ii. Calculer la quantité de matière contenu dans un volume = 1,00  de vapeur d’eau à 500 ° à la
pression atmosphérique.
iii. Calculer le volume de = 3,58 mol d’ammoniac à 20 ° à la pression atmosphérique, en , et en .