La Mole – Unité de Quantité de Matière
Chimie – Tronc Commun Science
Introduction
La mole (symbole : mol) est l’unité de quantité de matière du Système International, essentielle pour les calculs en chimie.
Définition
1 mole = 6,022×1023 entités
Nombre d’Avogadro
NA = 6,022×1023 mol-1
Utilité
Comptage des atomes/molécules
1. Définition et Concept
Analogies
Douzaine
12 unités
Mole
6,022×1023 entités
La mole est à l’atome ce que la douzaine est à l’œuf.
Relation fondamentale
N = n × NA
Avec :
- N : Nombre d’entités
- n : Quantité de matière (mol)
- NA : Nombre d’Avogadro
2. Masse Molaire
La masse molaire (M) est la masse d’une mole d’entités chimiques
Relation masse-quantité
m = n × M
Avec :
- m : masse (g)
- n : quantité de matière (mol)
- M : masse molaire (g/mol)
Exemples
| Élément | M (g/mol) |
|---|---|
| Carbone (C) | 12,0 |
| Oxygène (O) | 16,0 |
| Eau (H2O) | 18,0 |
| Chlorure de sodium (NaCl) | 58,5 |
Calcul exemple :
M(H2SO4) = (2×1) + 32 + (4×16) = 98 g/mol
3. Applications Pratiques
Préparation de solutions
Pour préparer 500 mL de solution 0,1 M de NaCl :
n = C×V = 0,1 × 0,5 = 0,05 mol
m = n×M = 0,05 × 58,5 = 2,925 g
Réactions chimiques
2 H2 + O2 → 2 H2O
Proportions stoechiométriques :
- 2 moles de H2
- 1 mole de O2
- 2 moles de H2O
Exemple :
Avec 1 mole de O2, on peut produire 2 moles d’eau (36 g)
4. Exercices d’Application
Exercice 1
Calculer la quantité de matière dans :
- 12 g de carbone (M(C) = 12 g/mol)
- 3,01×1023 molécules d’eau
Exercice 2
Quelle masse de CuSO4 (M = 159,5 g/mol) faut-il pour préparer 250 mL de solution 0,2 M ?
