La mole
Notion de mole
Nous allons abordé dans ce chapitre l’unité de quantité de matière qu’est la mole.
Les plus petits grains de matière qui existent dans notre univers sont, nous le savons, les atomes, les ions, les molécules (qui sont des associations d’atomes).
Le plus petit atome connu est celui de l’hydrogène constitué d’un proton et d’un électron.
Le proton a une masse de 1,6726 x 10-27 kg soit
0,000 000 000 000 000 000 000 000 001 672 6 kg.
L’électron a une masse de 9,1094 x 10-31 kg soit
0,000 000 000 000 000 000 000 000 000 009 109 4 kg
L’atome d’hydrogène aura une masse égale à celle du proton plus celle de l’électron. En générale on néglige la masse de l’électron qui a une masse 1000 fois plus petite que celle du proton.
Donc la masse de l’atome d’hydrogène est égale à environ 1,6735575 × 10-27 kg
La masse de l’atome naturel le plus lourd, celui de l’Uranium est 3,9525627 × 10-25 kg
On comprend que ces masses sont difficiles à manier dans les calculs, même en utilisant les puissances de 10. Il faut donc trouver une solution plus simple.
Ce qui va suivre n’est pas exact historiquement, c’est simplement pour faire comprendre.
Si on prend des paquets de 1 000 atomes, ions ou molécules, on ne résout pas vraiment le problème. Les masses seront multipliées par 1 000. Ce n’est pas assez avantageux pour les calculs.
On pourrait multiplier par 1 000 000, ce serait la même chose.
Mais si on multiplie par un nombre approchant de 1027 , là, ça commence à devenir intéressant.
La masse de 1027 atomes d’hydrogène serait : 1,6735575 kg
et celle de 1027 atomes d’uranium 395,25627 kg.
Mais en chimie on manie rarement des masses aussi importantes. Il faudrait que les masses se rapprochent du gramme.
Donc, il suffit de prendre un paquet de NA atomes , ayant toujours le même nombre d’atomes dans le paquet pour que les calculs soient allégés de telle sorte que la masse de ce paquet d’atomes soit de l’ordre du gramme.
Par un calcul simple on peut déterminer ce nombre d’atomes à entasser dans le paquet pour obtenir 1 g d’hydrogène. Il s’agit de
602 200 000 000 000 000 000 000 atomes soit 6,02 x 1023
Ce nombre appelé Nombre d’Avogadro est à connaître par cœur.
NA=6,02 x 1023
Si je prend un paquet de 6,02 x 1023 atomes d’hydrogène, ce paquet aura une masse de 1 gramme.
Si je prends un paquet de 6,02 x 1023 atomes d’uranium, ce paquet aura une masse de 235 grammes environ.
On appelle ce paquet de 6,02 x 1023 atomes la mole.
La mole est un paquet de 6,02 x 1023 entités
(atomes, ions ou molécules…)
Ci-dessus, on a représenté 4 exemples de moles d’atomes (qui sont répétons le des paquets de 6,02 x 1023 d’atomes).
De la même manière, on peut concevoir une mole de molécules qui sera un paquet de 6,02 x 1023 molécules.
On peut aussi concevoir une mole d’ions.
Ci dessous une mole de molécules d’eau
Pour obtenir de l’eau, les atomes de 2 molécules d’hydrogène (2H2) se recombinent avec les atomes d’une molécule d’oxygène (O2) pour obtenir 2 molécules d’eau (2H2O).
C’est ce qui se passe au niveau atomique et moléculaire.
On écrit ainsi l’équation chimique de la réaction
2H2 + O2 = 2H2O
Au niveau de la mole on écrit :
2 moles de molécules d’hydrogène + 1 mole de molécule d’oxygène donne 2 moles de molécules d’eau.
Masse molaire
Nous avons vu précédemment ce qu’était la masse d’un atome :
c’est la masse de ses protons + la masse de ses neutrons + la masse de ses électrons.
ainsi pour le carbone :
Pour avoir la masse d’une mole de carbone, soit la masse de 6,02 x 1023 atomes de carbone, il faut la multiplier par ce nombre et on trouve 12,006 g.
Une mole de carbone a donc une masse de 12 g
Les masses des moles de chacun des atomes sont données dans le tableau périodique des éléments que l’on trouve dans tous les bons livres de chimie et sur l’internet.
Cette masse de moles est appelée masse molaire.
On peut donc trouver facilement les masses molaires de 
par exemple.
On distingue :
La masse molaire atomique : masse de 6,02 x 1023 atomes
la masse molaire ionique : masse de 6,02 x 1023 ions
la masse molaire moléculaire : masse de 6,02 x 1023 molécules.
Soit la molécule de glucose :
cette molécule est constituée de
de 6 atomes de carbone
12 atomes d’hydrogène
6 atomes d’oxygène
une mole de molécule sera constituée de
6 moles d’atomes de carbone dont la masse molaire atomique est 12 g
12 moles d’atomes d’hydrogène dont la masse molaire atomique est 1 g
6 moles d’atomes d’oxygène dont la masse molaire atomique est 16 g
la masse molaire moléculaire du glucose sera donc :
6 x 12 + 12 x 1 + 6 x 16 = 180 g par mole =180 g.mol-1
Concentration massique
C’est le quotient de la masse de matière dissoute au volume total de la solution.
Concentration molaire
C’est le quotient de la quantité de matière en moles dissoute au volume total de la solution.
Équations chimiques
Rappel : dans la nature, les atomes isolés n’existent pas. Dans l’atmosphère, il n’y a pas d’atomes d’hydrogène ou d’oxygène.
Il n’y a que des molécules d’hydrogène constituées de 2 atomes d’hydrogène : 
et que des molécules d’oxygène constituées de deux atomes d’oxygène.
Dans la réaction chimique 2H2 + O2 = 2H2O interviennent des molécules.
On se place dans ce cas au niveau moléculaire.
Si on se place au niveau molaire, on conçoit cette même équation en moles (en paquet de molécules)
Cette équation peut s’écrire autrement en la simplifiant par 2 : Autant avec les molécules, il est inconcevable d’avoir une demie molécule d’oxygène, autant c’est possible avec les moles puisqu’on peut prendre la moitié d’un paquet de molécules.
Comment est-ce possible que 2 moles + 1 mole donne 2 moles et non pas 3 ?
On additionne des quantités de matière différentes.
Les molécules du premier membre se décomposent en deux sortes d’atomes qui se recomposent en une molécule différente.
Si on observe les moles d’eau, elles sont bien constituées chacune de 2 moles d’hydrogène et d’une mole d’oxygène.
Exemples d’équations chimiques :
le chiffre placé avant la formule du corps chimique indique le nombre de moles.
comme en mathématique s’il n’y a pas de chiffre cela indique 1 par défaut.
Volume molaire d’un gaz parfait
Dans les conditions normales de température et de pression, c’est à dire à O° Celsius soit 273,15° Kelvin et sous une atmosphère soit 101,325 Pascals, une mole de gaz quel qu’il soit occupe un volume de 0,022414 m3 soit 22,4 Litres.
Formules à connaître
