À l’échelle microscopique, la matière est constituée d’atomes, de molécules ou d’ions en nombre considérable. Pour manipuler ces quantités énormes, les chimistes utilisent la quantité de matière, notée n et exprimée en moles. Ce chapitre présente la mole, la constante d’Avogadro, et les relations reliant n à la masse, au nombre d’entités et au volume d’un gaz.
La mole et la constante d’Avogadro
La mole est l’unité de quantité de matière. Une mole d’entités correspond à N_A = 6,02×10²³ entités (constante d’Avogadro).
Quantité de matière et nombre d’entités
n = N / N_A et réciproquement N = n × N_A.
Quantité de matière et masse molaire
La masse molaire M (g/mol) donne n = m / M et réciproquement m = n × M.
Quantité de matière et volume molaire des gaz
Dans les CNTP, V_m ≈ 22,4 L/mol. On a n = V / V_m et réciproquement V = n × V_m.
Exercice d’application
Exercice 1 — Calculer n pour m = 11,7 g de NaCl (M = 58,5 g/mol).
Exercice 2 — n = 0,5 mol de O2. Calculer N (N_A = 6,02×10²³ mol⁻¹).
Exercice 3 — Calculer M(H2O) (M(H)=1, M(O)=16 g/mol).
Exercice 4 — V = 5,6 L de CO2 en CNTP (Vm = 22,4 L/mol). Calculer n.
Exercice 5 — Avec n de l’exercice précédent et M(CO2) = 44 g/mol, calculer m.
Exercice 6 — A : m=8g de CH4 (M=16). B : V=11,2L de N2 (Vm=22,4). a) Calculer n(A), n(B). b) Comparer le nombre de molécules.
Exercice 7 — m = 4,4 g de CO2. Calculer : a) M ; b) n ; c) N ; d) V (CNTP).
Corrigés
Corrigé 1 — n = 11,7/58,5 = 0,2 mol.
Corrigé 2 — N = 0,5×6,02×10²³ = 3,01×10²³ molécules.
Corrigé 3 — M(H2O) = 2+16 = 18 g/mol.
Corrigé 4 — n = 5,6/22,4 = 0,25 mol.
Corrigé 5 — m = 0,25×44 = 11 g.
Corrigé 6 — a) n(A)=0,5 mol ; n(B)=0,5 mol. b) Même quantité donc même nombre de molécules : 3,01×10²³ chacun.
Corrigé 7 — a) 44 g/mol. b) 0,1 mol. c) 6,02×10²² molécules. d) 2,24 L.
