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Un exemple concret
La masse molaire de l'eau est de 18 g/mol. Dans 36 g d'eau, il y a donc n = 36 / 18 = 2 mol de molécules d'eau.
Le piège à éviter
Vérifie toujours les unités : la masse doit être en grammes si la masse molaire est en g/mol.
Pour aller plus loin
Le mot « mole » vient de l'allemand et s'est imposé chez les chimistes à la fin du XIXe siècle, mais l'idée remonte à l'hypothèse d'Avogadro (1811) : des volumes égaux de gaz, dans les mêmes conditions, contiennent le même nombre de molécules. Le nom de « constante d'Avogadro » a été donné plus tard, en hommage au physicien italien, et Jean Perrin l'a mesurée par ses expériences sur le mouvement brownien. Depuis 2019, le Système international définit même la mole en fixant exactement la valeur de cette constante : N_A = 6,02214076 × 10²³ mol⁻¹.
Dans la pratique, tu disposes de plusieurs relations selon ce que l'énoncé te donne. Avec une masse : n = m / M. Avec un nombre d'entités : n = N / N_A. Avec le volume d'un gaz : n = V / Vm, où le volume molaire Vm vaut environ 24 L/mol dans les conditions usuelles (20 °C, pression atmosphérique). Avec une solution : n = c × V, où c est la concentration en mol/L. Reprenons l'eau : 2 mol de molécules représentent 2 × 6,02 × 10²³, soit environ 1,2 × 10²⁴ molécules. La mole joue donc le rôle d'une « douzaine » pour les chimistes, mais à l'échelle des atomes.
Cette notion intervient dans le thème « Constitution et transformations de la matière » du programme de physique-chimie. Elle sert à préparer une solution : pour dissoudre 5,85 g de chlorure de sodium (M = 58,5 g/mol) dans un volume de 0,500 L, on calcule n = 5,85 / 58,5 = 0,100 mol, puis c = 0,100 / 0,500 = 0,200 mol/L. Elle est surtout indispensable pour les bilans de matière : une équation chimique se lit en moles, jamais en grammes. C'est pourquoi on convertit toujours les masses en quantités de matière avant de construire un tableau d'avancement.
Ne pas confondre
- Masse molaire : C'est la masse d'une mole d'entités, en g/mol : une propriété de l'espèce chimique. La quantité de matière, elle, dépend de l'échantillon étudié et s'exprime en mol.
- Concentration molaire : Elle rapporte la quantité de matière au volume de solution (c = n / V, en mol/L). La quantité de matière seule ne dit rien du volume dans lequel l'espèce est dissoute.
- Nombre d'entités : N compte les molécules ou atomes un par un ; n le compte par paquets de 6,02 × 10²³. On passe de l'un à l'autre avec n = N / N_A.
Dans ta copie
Pour savoir quel réactif limite la combustion, je commence par convertir les masses en quantités de matière. J'ai 2,4 g de carbone, de masse molaire 12 g/mol, soit n = 2,4 / 12 = 0,20 mol, et 0,50 mol de dioxygène. Comme l'équation C + O₂ → CO₂ consomme les deux réactifs mole pour mole, le carbone est le réactif limitant. Il se forme donc 0,20 mol de dioxyde de carbone, ce qui correspond à une masse m = 0,20 × 44 = 8,8 g. Raisonner en moles, et non en grammes, me permet de comparer les réactifs en respectant les proportions de l'équation.
À retenir
- Une mole correspond à 6,02 × 10²³ entités, quelle que soit l'espèce.
- On passe de la masse à la quantité de matière avec n = m / M, en gardant des unités cohérentes.
- Une équation chimique se lit en moles : les coefficients donnent des proportions de quantité de matière.
- Pour une solution, n = c × V avec c en mol/L et V en litres.
Teste-toi
Physique-chimie · question corrigée
Quelle est la quantité de matière contenue dans 88 g de CO2 (M = 44 g/mol) ?
Voir la réponse
Réponse B. n = m / M = 88 / 44 = 2 mol.
Physique-chimie · question corrigée
Combien de moles représentent 3,01 × 10²³ molécules d'eau ?
Voir la réponse
Réponse B. On utilise n = N / N_A = 3,01 × 10²³ / 6,02 × 10²³ ≈ 0,50 mol. C'est une demi-mole, car 3,01 × 10²³ est la moitié du nombre d'Avogadro.
Questions fréquentes
Pourquoi le nombre d'Avogadro est-il si grand ?
Parce que les atomes et les molécules sont minuscules : il en faut énormément pour obtenir une masse que l'on peut peser. Une mole d'eau, soit 18 g, contient déjà environ 6,02 × 10²³ molécules.
La masse molaire de O et celle de O₂ sont-elles identiques ?
Non. Un atome d'oxygène a une masse molaire de 16 g/mol, mais une molécule de dioxygène O₂ contient deux atomes, donc M(O₂) = 32 g/mol. Il faut toujours identifier l'entité dont on parle.
Notions liées
Pour réviser tout le chapitre, va sur la page Physique-chimie, ou retrouve toutes les définitions dans le lexique du bac. Dans l'application, les quiz reprennent ces notions sur le programme de ta série.