Chapitre 5 :

 

LA MOLE

 

I.                 LA MOLE : UNITE DE QUANTITE DE MATIERE :

 

1.1.        De l’échelle microscopique à l’échelle macroscopique :

 

Pour pratiquer la chimie, les chimistes doivent dénombrer le nombre d’atomes, d’ions ou de molécules appelés « entités chimiques » (échelle microscopique) présentes dans les échantillons de matière qu’ils manipulent à l’échelle humaine (échelle macroscopique).

 

Exemple : Le nombre d’atomes de fer contenu dans un échantillon de masse m = 3,5 g sachant que la masse d’un atome fer est égale à 9,3.10-23 g se calcul ainsi : N = 3,5 / 9.3.10-23 = 3,8.1022 atomes.

 

Ces nombres sont si grands que les chimistes ont eu l’idée, pour faciliter le décompte, de regrouper les entités chimiques en « paquets » comme dans la vie courante (Ex : feuilles de papier regroupées en rames de 500 feuilles, œufs regroupés par 6 ou 12…) comportant toujours le même nombre d’entités.

 

1.2.        Définition :

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Une mole d’entités élémentaires chimiques (atomes, ions, molécules …) est la quantité de matière d’un système contenant 6,02.1023 entités. Elle est notée avec la lettre ‘n’.

La mole est l’unité de quantité de matière, son symbole est mol.

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Pour déterminer le nombre N d’entités contenus dans une mole, les scientifiques ont choisi un atome de référence, l’atome de carbone 12 et une masse m de 12 g de carbone 12.

Sachant que mat = 2,0.10-23 g alors N = m/mat = 12/2,0.10-23 » 6,0.1023

 

 Pourquoi ce nombre 6,02x1023 ? Calculer la masse d’une mole de nucléons (masse d’un nucléon m = 1,67x10-27 kg). Réponse vidéo.

1.3.        La constante d’Avogadro :

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Exemple :

Dans 1 mole d’atomes de fer, il y a 1x6,02.1023 atomes de fer. (=6,02.1023)

Dans 2 moles d’atomes de fer, il y a 2x6,02.1023 atomes de fer.(=12,04.1023)

Dans 5 moles d’atomes de fer, il y a 5x6,02.1023 atomes de fer.(=3,01.1024)

 

Il y a proportionnalité entre la quantité de matière n et le nombre d’entités N constituant un échantillon :                                                           N = n.NA

Avec NA = 6,02.1023 mol-1   appelée constante d’Avogadro

 

II.             LA MASSE MOLAIRE :

 

            1) Masse molaire atomique :

 

La masse molaire atomique d’un élément correspond à la masse d’une mole d’atomes de cet élément.On la note M et elle s’exprime en g.mol-1.

La masse molaire atomique d’un élément est égale au rapport de la masse ‘m (g) ’ de cet élément par la quantité de matière n(mol) que cela représente :

 

C’est une caractéristique d’un élément, elle apparaît dans la classification périodique.

Exemple : masse molaire atomique du Bore

Lorsqu’un élément possède des isotopes, la masse molaire atomique tient compte des proportions naturelles de ces isotopes.

Exemple :  dans la nature il y a 75,8% d’isotope de chlore 35 et 24,2 % d’isotope de chlore 37.

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M(Cl) = 0,758x35 + 0,242x37 = 35,5 g.mol-1

 

Remarque : La masse d’une mole d’ion est égale à la masse molaire atomique de l’élément chimique correspondant. M(Cl) = M(Cl- ) = 35,5 g.mol-1

 

2) Masse molaire ionique

 

La  masse d’un électron est négligeable devant celle d’un nucléon. Par conséquent la masse d’un atome est peu différente de celle de l’ion correspondant. La masse d’une mole d’atome est donc peu différente de la masse d’une mole d’ions.

 

La masse molaire atomique est peu différente de la masse molaire ionique

 

exemple : M(Cu) = M(Cu2+) = 63,5 g.mol-1.

 

            3) Masse molaire moléculaire :

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La masse molaire moléculaire représente la masse d’une mole de molécules. Elle est égale à la somme des masses molaires atomiques des éléments constituant la molécule. Unité : g.mol-1. Elle est notée M.

Exemples : M(H2O) = 2.M(H) + 1M(O) = 18 g.mol-1

        M(C12H22O11) = 12.M(C) + 22M(H) + 11M(O) = 342 g.mol-1

 

III .  Détermination de quantités de matière :

 

3.1. Masse et quantité de matière :

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La quantité de matière n d’un échantillon de masse m est égale à :                  n = m / M

Avec n en mol ; m en g et M en g.mol-1

 

Exemple : Le sucre alimentaire le plus courant est le saccharose de formule C12H22O11

n(S) = m(S)/M(S)

A.N : n(S) = 5,5/342 = 1,6.10-2 mol

N = n(S).NA

A.N. :  N = 1,6.10-2 x 6,02.1023 = 9,7.1023 molécules 

 

3.2 Volume molaire d’un gaz :

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Pour les liquides et les solides, la même quantité de matière d’espèces chimiques différentes ne représente pas ni le même volume ni la même masse.

Le cas des gaz est particulier : Des volumes égaux de gaz différents, pris dans les mêmes conditions de température et de pression, renferment le même nombre de molécules, donc le même nombre de moles.

Le volume occupé par une mole de gaz, dans des conditions données, est indépendant de la nature du gaz.  Le  volume molaire est le rapport du volume de gaz par le nombre de mole qu’il contient.  On le note Vm et s’exprime en L.mol-1

Dans les mêmes conditions de température et de pression tous les gaz ont le même volume molaire.

A t=20°C et P=1bar              Vm = 24 L.mol-1

A t=0°C   et P=1bar              Vm = 22,4 L.mol-1

 

Exemple :

1.      Calculer la quantité de matière de dioxygène contenue dans un flacon de 700 mL dans les conditions où Vm=24,0 L.mol-1

n(O2) = V/ Vm                       

A.N. : n(O2) = 0,700/24,0 = 2,92.10-2 mol

2.             Calculer la masse correspondante :

m(O2) = n(O2).M(O2)

A.N. : m(O2) =  2,92.10-2x32,0 = 0,933 g