N est la constante d’ Avogadro ; sa valeur approchée est N
6,02 . 1023 mol-1 .| < |
QUANTITE DE MATIERE EN MOLE. |
1 . Quantité de matière. Son unité : la mole et la constante d’Avogadro.
la mole (symbole mol) est la quantité de
matière d’un système bien défini, contenant N entités élémentaires.
N est la constante d’ Avogadro ; sa valeur approchée est N
6,02 . 1023 mol-1 .
Exemple : la quantité de matière
d’ un litre d’eau est n (H2O) 55,6 mol. Sa masse est m = 1,000 kg.
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2 . Masse molaire.
a . Masse molaire atomique M(X).
La masse molaire atomique M(X) d’un élément X est la masse d’une mole d’atomes de cet élément à l’état naturel. Cette valeur exprimée en g/mol est donnée dans les exercices.
Exemples :
M(C) = 12,0 g/mol ; M(H) = 1,0 g/mol ; M(O) =16,0 g/.mol ; M(Cl) = 35,5 g/mol ; M(S) =32,0 g/mol.
b . Masse molaire moléculaire.
La masse molaire moléculaire M est la masse d’une mole de molécules.
Sa valeur est égale à la somme des masses molaires atomiques de tous les atomes constituant la molécule.
Exemples : M(H2O) = 2xM(H) + 1xM(O) = 2x 1,0 + 1x 16,0 = 18,0 g/mol;
M(C3H6Cl2) = 3x M(C) +6x M(H) +2x M(Cl) =3x 12,0 + 6 x1,0 + 2x 35,5 = 113, 0 g/mol ACTIVITE
c . Masse molaire ionique.
La masse molaire ionique M est la masse d’une mole d’ions.
Si l’ion est monoatomique, sa valeur est très voisine de la masse molaire atomique. Pour les ions polyatomiques, elle est voisine de la somme des masses molaires atomiques de tous les atomes constituant l’ion.
M mole d’ions 
M mole d’atomes
Exemples :
M(S2- )
M(S) donc M(S2- ) 
32,1 g.mol-1.(masse des 2
électrons supplémentaires de S2- négligeable devant la masse de l’atome
S; cette propriété reste vraie pour une mole).
M(SO42- ) 
1x 32,1 + 4x 16,0 = 96,1 g/mol .
d . Masse molaire d’un solide ionique.
La masse molaire M d’un solide ionique se calcule comme celle d’une molécule à partir de la formule statistique du solide.
Exemple :
M(CuSO4) = M(Cu2+ ) + M(SO4 2- ) = M(Cu) -2M(e- ) + M(S) +4 x M(O) + 2M(e- )
= M(Cu) + M(S) +4xM(O) = 63,5 + 32,1 +4x 16,0 = 159,6 g.mol-1 .
3 . Relation entre quantité de matière et masse.
Quelle est la quantité de matière n d’un échantillon de masse m si M est la masse molaire correspondant aux entités X de cet échantillon ?
Exemple .Calculer la quantité de matière contenue dans 1,000 L d’eau
1L d’eau a une masse m(H2O) = 1000 g et contient des molécules de formule H2O et de masse molaire moléculaire 16,0 + 1,0 ´ 2 = 18, 0 g.mol-1 .
4 . Cas particulier des gaz.
Dans d’autres conditions, le volume molaire sera toujours
donné. Par exemple, à q = 20°C et sous la pression P = 1,013.105 Pa, le
volume molaire vaut VM = 24,0 L.mol-1 .
5 . Masse volumique , densité et quantité de matière.
a . Définition de la masse volumique r .
La masse volumique r d’un corps est le rapport de la masse m de ce corps à son volume v.
La masse volumique est numériquement égale à la masse d’une unité de volume de ce corps.
Unités utilisées:
| grandeurs physiques | masse | volume | masse volumique | |
| unités SI | kg | m3 | kg.m-3 | |
| autres unités pratiques | g | cm3 ou mL (1 cm3 = 1 mL) | g.cm-3 ou g.mL-1 | |
| autres unités pratiques | g | L | g.L-1 | |
Rappel :1L = 1 dm3 ; 1mL = 1 cm3
Exemples .
- r (eau liq) = 1000 kg.m-3 = 1,000 kg . L -1 = 1,000 g.mL-1 = 1,000 g .cm-3
- r (éthanol liq) = 0,789 g.mL-1 = 789 kg.m-3
- r (air gaz C.N.T.P.) = 1,293 g.L-1 =1,293 kg.m-3
b. Densité d’un corps solide ou liquide (par rapport à l’eau) ou gazeux (par rapport à l’air).
a . Définition.
Soit m la masse d’un certain volume v d’un corps, soit r sa masse volumique dans des conditions de température et de pression données.
Soit m* la masse du même volume v du corps de référence (eau pour les solides et les liquides et air pour les gaz) et soit r * sa masse volumique dans les mêmes conditions.
La densité " d " d’un corps est le rapport de la masse de v litres de ce corps à la masse du même volume v du corps de référence pris dans les mêmes conditions de température et de pression.
La densité n’a pas d’unité et, pour les liquides et les solides, elle s’exprime par le même nombre que la masse volumique en g.mL-1 (car r * = 1 g.mL-1 ).
Si d <1, le corps est moins " lourd " que le corps de référence (sous entendu : à volume égal).
Si d = 1, le corps est aussi " lourd " que le corps de référence (sous entendu : à volume égal).
Si d > 1, le corps est plus " lourd " que le corps de référence (sous entendu : à volume égal).
b . Cas des gaz.
Appliquons la définition de la densité à 22,4 L d’un gaz X pris dans les conditions normales de température et de pression : d = m ( masse de 22,4 L de gaz X C.N.T.P.) / m* (masse de 22,4 L d’air C.N.T.P.)
d = M / (22,4 x 1,29) 
M / 29. (En prenant pour masse d’un litre d’air :
1,29 g.L-1 et M en g.mol-1) .
La densité d’un gaz est voisine du quotient de sa
masse molaire M ( en g.mol-1) par 29 : 
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