la mole I. La quantité de matière. 1. Définition

Chimie : 2nde
Cours
Chapitre. Unité de la quantité de matière : la mole
I. La quantité de matière.
1. Définition :
La mole est l’unité de quantité de matière.
Par définition, une mole contient autant d’entités chimiques qu’il y a d’atomes dans 12,0 g de carbone 12.
Ainsi, une mole contient 6,02.1023 entités chimiques identiques (molécules, atomes ou ions).
2. La constante d’Avogadro (Voir site pour la biographie) :
La constante d’Avogadro indique le nombre d’entités chimiques (molécules, atomes ou ions) par mole.
Cette constante se note NA, et son unité est mol-1
NA = 6,02.1023 mol-1, cette valeur signifie qu’il y a 6,02.1023 atomes de carbone 12 dans 12,0 g de carbone 12.
3. Quantité de matière d’un échantillon :
La quantité de matière se note n, N représente le nombre d’entités chimiques (molécules, atomes ou ions)
présentes dans un échantillon de matière :
n =
N
NA
n : en mol
N : sans unité
NA : en mol-1
Exemple :
Un clou en fer contient 3,5.1021 atomes de fer Fe, la quantité de matière contenue dans ce clou est :
N
3,5.1021
=
donc n(Fe) = 5,8.10-3 mol
NA 6,02.1023
Exercice d’application n°1
II. Masse molaire.
1. Masse molaire atomique :
La mase molaire atomique d’un élément chimique est la masse d’une mole d’atomes de cet élément chimique.
L’unité est le gramme par mole noté g.mol-1.
Les valeurs des masses molaires atomiques sont indiquées pour chaque élément dans le tableau de classification
périodique des éléments (Voir tableau périodique)
Exemples :
 La masse molaire atomique de l’oxygène O est M(O) = 16,0 g.mol-1
 La masse molaire atomique du béryllium est M(Be) = 9,0 g.mol-1
2. Masse molaire moléculaire :
La masse molaire moléculaire est égale à la somme des masses molaires atomiques des éléments constituant
la molécule. C’’est la masse en gramme qui correspond à une mole de molécules.
L’unité est toujours le gramme par mole noté g.mol-1.
Exemples :
 La masse molaire de l’eau de formule H2O est :
M(H2O) = 2 x M(H) + M(O) = 2 x 1,0 + 16,0 = 18,0 g.mol-1
 La masse molaire de l’éthanol de formule C2H6O est :
M(C2H6O) = 2 x M(C) + 6 x M(H) + M(O) = 2 x 12,0 + 6 x 1,0 + 16,0 = 46,0 g.mol-1
n(Fe) =
3. Masse molaire et quantité de matière :
M représente la masse molaire de l’échantillon, m représente la masse de l’échantillon et n représente
la quantité de matière de l’échantillon :
n =
m
M
n : en mol
m : en gramme (g)
M : en g.mol-1
Exemple :
Un morceau de sucre de masse m = 3,0 g contient essentiellement du saccharose de formule C12H22O11.
Calculons la quantité de matière n de sucre contenu dans ce morceau.
La masse molaire de saccharose est :
M(C12H22O11) = 12 x M(C) + 22 x M(H) + 11 x M(O) = 12 x 12,0 + 22 x 1,0 + 11 x 16,0 = 342 g.mol-1
La quantité de matière n contenue dans ce morceau est :
m 3,0
n(C12H22O11) = =
= 8,8.10-3 mol
M 342
Exercices d’application n°2/3
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III. Volume molaire des gaz.
1. Définition :
Le volume molaire d’un gaz est le volume occupé par une mole de ce gaz dans des conditions de pression et de
température données.
Le volume molaire est indépendant de la nature du gaz, il dépend uniquement de la température et de la pression.
Ainsi, à une température et une pression données, tous les gaz ont le même volume molaire.
Le volume molaire d’un gaz se note Vm , il s’exprime en L.mol-1
Exemples :
 Conditions ordinaires de température et de pression : T = 20°C et P = 1,013.105 Pa (Pascal) :
Vm = 24,0 L.mol-1
 Conditions normales de température et de pression (CNTP) : T = 0°C et P = 1,013.105 Pa
Vm = 22,4 L.mol-1
2. Volume molaire et quantité de matière :
V représente le volume d’un gaz, n représente sa quantité de matière et Vm représente le volume molaire :
n =
V
Vm
n : en mol
V : en litre (L)
Vm : en L.mol-1
Exemple :
1,0 L de gaz dichlore Cl2, dans les conditions ordinaires de température et de pression où V m = 24,0 L.mol-1
représente une quantité de matière n(Cl2) égale à :
n (Cl2) =
V
1,0
=
Vm 24,0
soit n(Cl2) = 4,2.10-2 mol
Exercices d’application n°4/5/6
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Unité de quantité de matière : la mole
Exercices d’application
Exercice 1 :
Une bouteille de 1,0 L de dioxygène O2 contient 4,20.10-2 mol de dioxygène à T = 20°C et P = 1,013 Pa.
Déterminer le nombre de molécules de dioxygène O2 contenues dans cette bouteille.
Données :
Constante d’Avogadro : NA = 6,02.1023 mol-1
Exercice 2 :
A la suite d’un dysfonctionnement d’une machine à laver, on prélève un dépôt de calcaire de formule CaCO3 de masse
m = 23,6 g sur la résistance électrique.
Données :

Masse molaire atomique :
M(Ca) = 40,1 g.mol-1
M(C) = 12,0 g.mol-1
M(O) = 16,0 g.mol-1

Constante d’Avogadro :
NA = 6,02.1023 mol-1
1. Déterminer la masse molaire M moléculaire du calcaire.
2. Déterminer la quantité de matière n du calcaire.
3. Déterminer le nombre de molécule N de calcaire contenu dans le dépôt.
Exercice 3 :
Dans la nature, l’élément chimique Lithium Li existe sous la forme de deux isotopes dont on donne les proportions
dans le tableau ci-dessous :
Isotopes

Li



Li
Proportions
7,4%
92,6%
Masse molaire
6,0 g.mol-1
7,0 g.mol-1
Le lithium Li est également présent dans la composition de certaines piles et batteries. Pour élaborer certaines
piles, on utilise 7,35.1021 atomes de lithium.
Données :
Constante d’Avogadro : NA = 6,02.1023 mol-1
1. Qu’appelle-t-on des atomes isotopes ?
2. Déterminer la masse molaire atomique M de l’élément lithium.
3. Déterminer la quantité de matière n de lithium mise en jeu dans la pile.
4. Déterminer la masse de lithium présente dans la pile.
Exercice 4 :
Afin d’assurer le chauffage d’une maison pendant la période hivernale les habitants d’une maison ont consommé
1,5 m3 de gaz butane de formule C4H10. Dans les conditions normales de température (CNTP), le volume molaire
vaut Vm = 22,4 L.mol-1.
Données :
Masses molaire atomique : M(C) = 12,0 g.mol-1
M(H) = 1,0 g.mol-1
23
-1
Constante d’Avogadro : NA = 6,02.10 mol
1. Déterminer la masse molaire M du butane C 4H10.
2. Déterminer la quantité de matière n du butane.
3. Déterminer le nombre de molécule de butane consommée pendant la période hivernale.
4. Déterminer la masse de butane consommée.
5. Déterminer le volume consommé, si le gaz n’est plus du butane mais du propane C 3H8 et que la masse mise en jeu
reste identique.
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Exercice 5 :
La combustion d’un échantillon de carbone C, de masse m = 4,24 g dans le dioxygène O 2 produit un volume V = 8,4 L
de dioxyde de carbone CO2.
Données :
Masse molaire atomique : M(C) = 12,0 g.mol-1
M(O) = 16,0 g.mol-1
-1
Dans les CNTP : Vm = 24,0 L.mol
1. Déterminer la quantité de matière n de l’échantillon de carbone.
2. Déterminer le nombre d’atomes N de carbone dans l’échantillon.
3. Déterminer la quantité de matière n produite en dioxyde de carbone.
4. Déterminer la masse m de dioxyde de carbone CO2 obtenue.
5. Déterminer le nombre de molécules N de dioxyde de carbone CO 2 produite.
Exercice 6 :
La combustion dans le dioxygène de 25,0 mL de butanol liquide, de formule brute C4H10O, produit un volume
V1 = 26,0 L de dioxyde de carbone gazeux et un volume V2 = 32,0 L d’eau H2O à l’état gazeux.
Données :
Masse molaire atomique : M(C) = 12,0 g.mol-1
M(O) = 16,0 g.mol-1
M(H) = 1,0 g.mol-1
Dans les CNTP : Vm = 24,0 L.mol-1
Constante d’Avogadro : NA = 6,02.1023 mol-1
Masse volumique du butanol :  = 0,810 g.cm-3
1.
2.
3.
4.
Déterminer la masse m du butanol.
Déterminer la quantité de matière n en butanol.
Déterminer la quantité de matière n en dioxyde de carbone et en eau.
Déterminer le nombre de molécules N de dioxyde de carbone et d’eau produite.
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