I. Définition et intérêt de la mole :

Les atomes, les molécules, les ions ont des masses beaucoup trop faibles (de l’ordre de 10-26g) pour être mesurées à l’aide d’une balance. Il a fallu définir un nombre de ces entités très grand afin d’obtenir des masses de l’ordre de quelques grammes. Ce nombre est la mole (symbole : mol) et c’est l’unité de la quantité de matière : n (exemple n=4,2mol).

Définition : la mole est la quantité de matière d’un système contenant autant d’entités élémentaires qu’il y a d’atomes dans 12,00g de carbone 12. Ce nombre est arrondi à 6,02(1023. On définit alors la constante d’Avogadro : NA=6,02(1023mol-1.

II. Les grandeurs molaires :

La masse molaire atomique : masse de 6,02(1023 atomes (exemple : MCu=63,5g.mol-1) La masse molaire moléculaire : masse de 6,02(1023 molécules (exemple : MH2O=2MH + MO =2(1,0+16,0=18g.mol-1) Pour les ions, il n’y a pas de différence car une mole d’électrons a une masse négligeable : m=NA(me-=6,02(1023(9.1(10-31= 5,5(10-7g ce qui est négligeable (exemple: MCa=MCa2+=40,1g.mol-1).

Les gaz ont, en première approximation, une propriété particulière, Dans les mêmes conditions (température et pression), tous les gaz ont le même volume molaire : Vm. Il s’agit de la loi d’Avogadro-Ampère. On a alors la relation : [pic] avec n exprimé en moles, V (le volume occupé par le gaz en litre : L), et Vm mesuré dans les mêmes conditions que V. Dans les conditions usuelles, P=1,013(105 Pa (pascal) et T=20°C, le volume molaire est Vm=24L.mol-1.

III. Quelques rappels et quelques notions de bases:

➢ La quantité de matière, notée n, présente dans un échantillon de masse m et de masse molaire M :

[pic]

➢ La masse volumique, notée ( voire ( d’un échantillon de masse m et de volume V : [pic]. ➢ La densité, notée d, s’exprime sans unité.
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