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Qu’est-ce qu’une mole ?

Par Yann le 15/03/2017 Ressources > Physique-Chimie > Seconde > Les solutions aqueuses > La Mole et la Concentration Molaire

La mole est l’unité de quantité de matière. Elle correspond à un nombre d’entités (molécules, atomes, ions, etc…) qui reste toujours le même et qui, ici, est adapté à l’échelle microscopique : Une mole est un « paquet » de 6,02 x 1023 entités (Comme une boîte d’œufs corresponds à une quantité fixe d’œufs : elle contient toujours 6 ou 12 œufs).

En pratique, elle permet de dénombrer le nombre d’atomes, d’ions ou de molécules présents dans les échantillons de matière que l’on peut manipuler en chimie à l’échelle humaine. (Par exemple, le nombre d’atomes de NaCl (chlorure de sodium) dans un échantillon de sel)).

Par exemple:

  • Un échantillon de 18,0 g d’eau est composé de 6,02 x 1023 molécules d’eau, il constitue donc une mole d’eau.
  • Une mole d’atome d’hydrogène correspond à 6,02 × 1023 atomes d’hydrogène.
  • Deux moles de molécules d’eau correspond 2 x 6,02 × 1023 c’est à dire 12,04 × 1023 molécules d’eau.
  • Une demi mole de nucléons correspond à 0,5 x 6,02 x 1023 c’est à dire 3,01 x 1023 nucléons.

Lorsque la mole est utilisée comme unité son symbole est « mol » et on la note avec la lettre « n ».

Par exemple, pour indiquer qu’il y a 2 mole de molécule dans une substance, on écrit : n = 2 mol.

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Pourquoi utiliser la mole ?

La mole est une unité qui permet d’exprimer des quantités de matière (nombre d’atomes ou de molécules…) adaptée à l’échelle microscopique.

Par exemple, la masse d’une mole d’atome de carbone est de 12 grammes. La masse d’une mole de molécule d’eau est de 20 grammes. En revanche, sans utiliser l’unité « mole » on obtient des nombres beaucoup moins pratiques : la masse d’un atome de carbone est de 7,22 x 10 24 g et celle d’une molécule d’eau est de 1,20 x 1025 g. (Les puissances de dix sont particulièrement importantes et ne facilitent pas leur manipulation).

Remarque : on pourrait utiliser la mole pour exprimer n’importe quelle quantité (comme la masse d’une personne) mais cet usage ne serait pas pertinent. La mole est une unité adaptée à l’échelle microscopique et facilite donc le décompte exclusivement dans le domaine des particules microscopiques. (L’unité « mole » a d’ailleurs été inventée à partir d’un atome de base : l’atome de carbone, elle est donc bien adaptée à l’échelle microscopique).

Comment exprimer une quantité de matière en mole ?

On utilise le nombre d’Avogadro ( noté NA ) qui correspond au nombre d’éléments dans une mole (nombre d’entités dans un paquet de « base ») :
Na = 6,02 x 1023mol-1

Il peut être utilisé pour exprimer un nombre d’éléments ( atomes ou molécules) noté N (sans unité) en une quantité en mole notée n (en mol) à l’aide de la relation :

(1) n=N/NA

  • N sans unité
  • NA en Mol-1
  • n en Mol

Exemple :

On considère une bouteille contenant 5,418 x 1024 molécules d’eau. On peut alors calculer le nombre de moles contenus dans la bouteille à l’aide de la relation précédente :

Données : N = 5,418 x 1024 Na= 6,02 x 1023 mol-1

Expression littérale : n = N/Na
Application numérique : n = 5,418 x 1024/6,02 x 1023= 9 mol
La quantité de mole de molécule d’eau dans la bouteille est donc de 9 mol.

Remarque : On voit bien ici pourquoi on utilise l’unité « mole » : on passe d’un nombre important avec une puissance de dix à un simple chiffre, ce qui est, sans aucun doute, davantage pratique.

Calculer une quantité matière à partir d’une masse

La masse molaire atomique d’un élément chimique ( M en g.mol-1), qui est la masse d’une mole d’atomes de cet élément permet de lier la quantité de matière ( n ) et la masse par la relation suivante :

(2) n = m/M

Exemple :

On peut déterminer la quantité de matière d’un échantillon de 36 g d’eau (H2O) :

Données : m = 36,0 g M(H2O) = 18,0 g *

Expression littérale : n = m/M
Application numérique : n = 36,0 / 18,0 = 2,0 mol
La quantité de matière d’un échantillon de 36 g d’eau est donc de 2,0 mol.

*On rappelle que l’on peut déterminer la masse molaire de l’eau à partir du tableau périodique des éléments.

Calculer une concentration molaire

Tout comme la concentration massique, la concentration molaire est utilisée essentiellement pour des solutions et permet d’exprimer la proportion de soluté dissous en solution. Elle correspond à la quantité de matière d’une solution par unité de volume. Elle s’exprime donc en mol.L-1 (ou en mol.m- 3). La concentration molaire d’une espèce chimique A se note [A] ou cA. Pour calculer la concentration molaire d’une solution de volume V et comportant une quantité de matière n de soluté, il suffit d’effectuer le rapport de la quantité de matière par le volume. Ce qui peut se traduire par la relation suivante:

(3) c=n/V

  • n en mol
  • V en L
  • c en mol.L-1

Exemple

On prépare une solution avec 2 mol de saccharose que l’on dissout dans 500 mL d’eau. On peut alors déterminer la concentration molaire à partir de la relation précédente :

On a :
Données : V = 500 mL = 0,5 L

n= 2 mol
Expression littérale : c = n/V (3)

Application numérique : c = 2/0,5 mol.L-1 = 4 mol.L-1
La concentration molaire de la solution est de 4 mol.L-1.

Calculer la quantité de matière dans une solution

Si l’on connaît la concentration molaire (c) d’une solution aqueuse alors il est possible d’en déduire la quantité de matière (n) qu’elle contient.

En effet, la relation (3) devient :

(4) n=cxV

  •  n en mol
  • V en L
  • c mol.L-1

Exemple

On considère une solution aqueuse de volume 3 L et de concentration molaire c = 0,4 mol.L-1. On peut déterminer la quantité de matière de cette solution à partir de la relation précédente :

On a :

Données : V = 3 L
c = 0,4 mol.L-1

Expression littérale : n = c x V (4) Application numérique : n = 0,4 x 3 mol = 1,2 mol

Cette solution contient donc 1,2 mol de soluté.

Calculer la concentration molaire à partir de la concentration massique

Il est possible de calculer la concentration molaire d’un solution à partir de sa concentration massique si la masse molaire (M) du soluté est connue à partir de la relation suivante :

(5) cm= c x M

  • Cm en g.L-1
  • M en g.mol-1
  • c en mol.L-1

*on rappelle que « cm » désigne la concentration massique, « c » la concentration molaire et « M » la masse molaire
**en cas de doutes, on pensera à s’assurer de l’homogénéité de l’expression numérique à partir d’une analyse dimensionnelle en unité SI (système international) :

À partir des dimensions de la partie droite de l’égalité (4), on vérifie : g/mol x mol/L = g/L

L’expression numérique est donc bien homogène.

***La concentration molaire d’une solution peut aussi être mesurée directement à partir de la loi de Beer-Lambert

Exemple

Pour prévenir la déshydratation, on peut effectuer des injections de solution aqueuse de fructose de formule C6 H12 O6 de masse molaire 180 g.mol-1. De telles solutions sont obtenues en dissolvant une masse m = 25,0 g de fructose pour obtenir un volume V = 500 mL de solution.

On peut déterminer la concentration molaire de ces solutions en fructose : On procède en deux étapes :

  • On détermine d’abord la concentration massique :

Données : V = 500 mL = 0,5 L m = 25,0 g

Expression littérale : cm = m/V
Application numérique : cm= 25/0,5 g.L-1= 50 g.L-1

La concentration massique en saccharose de la solution est donc de 50 g.L-1.

  • On peut maintenant déterminer la concentration molaire à partir de la relation précédente (5) :

Données : cm= 50 g.L-1
M = 180 g.mol-1

Expression littérale : cm= c x M c = cm/M
Application numérique : c = 50/180 mol.L-1 = 0,278 mol.L-1

La concentration molaire en fructose de ces solutions est donc de 0,278 mol.L-1.

Calculer la quantité de matière à partir de la masse volumique

L’expression (2) établit une relation entre la quantité de matière et la masse. Et La masse volumique, comme l’indique son nom, s’exprime à partir d’une masse et d’un volume. On peut donc établir une relation entre la quantité de matière et la masse volumique.

  • On établit en premier lieu la relation permettant de déterminer la masse m d’un corps à partir du volume V qu’il occupe et de sa masse volumique ρ :

(6) m=Vxρ

On a donc l’expression de la masse à partir de la masse volumique. On peut donc aisément établir une relation entre la quantité de matière (qui elle s’exprime à partir de la masse (2)) et la masse volumique :

(7) n = ρ xV / M

Exemple

On peut déterminer la quantité de matière d’un échantillon de 20mL d’éthanol, de formule brute C2H6OC2H6O, à partir de sa masse volumique.

Données : Masse volumique de l’éthanol : ρC2H6O=789 g.L−1.

Masse molaire de l’éthanol : MC2H6O = 2×MC+6×MH+MO = 2×12,0+6×1,00+16,0 = 46,0 g.mol−1

Expression littérale : n = ρ x V / M

V = 20 mL = 0,002 L

Application numérique : n = 789,0 x 0,002 / 46,0 = 0,34 mol
La quantité de matière d’éthanol dans un échantillon de 20 mL est donc de

0,34 mol.

Calculer une masse à partir d’une quantité de matière~dissolution

En particulier lors des manipulations de solutions en chimie, il peut s’avérer utile de pouvoir déterminer une masse partir d’une quantité de matière (par exemple, pour une dissolution, on doit déterminer la masse de soluté à dissoudre). Pour cela, Il suffit de manipuler l’égalité de l’expression (3) :

(8) m=nxM

Exemple

On cherche à préparer 250 mL d’une solution de glucose de concentration 2,0×10−1 mol.L−1. On doit déterminer quelle masse de soluté on doit prélever pour la réaliser.

Données : (on a comme données le volume de solution que l’on veut préparer et la concentration qu’on veut qu’elle ait en glucose : on a donc d’après la relation (2) la quantité de matière de glucose que l’on veut obtenir en solution (attention : on a la quantité de matière en mol à partir de l’expression (2) : on ne sait donc pas combien de soluté il faut prélever ! Il nous faut la masse de soluté à prélever en grammes ! (Que l’on pourra prélever à l’aide d’une balance))

  • Mglucose = 180,0 g.mol-1
  •  c = 2,0×10−1 mol.L−1
  • V = 250 mL = 0,250 L

Grâce aux deux dernières données et à (2) (n=cxV), on a : n = 2,0 x 10-1 x 0,250 = 0,05 mol

Expression littérale : m = n x M (8) Application numérique : m = 0,05 x 180 = 9 g

La masse de soluté à dissoudre pour obtenir la solution de glucose voulue est donc de 9 g.

Réaliser la dissolution :

Matériel :

  • Coupelle
  • Balance
  • Entonnoir
  • Fiole jaugée de 250 mL

Protocole :

  • Poser la coupelle sur la balance.
  • Tarer la balance.
  • Peser les 9 g de soluté prélevés à l’aide d’une spatule.
  • Rincer la fiole jaugée et l’entonnoir à l’eau distillée.
  • Introduire le soluté dans la fiole jaugée à l’aide d’un entonnoir.
  • Rincer le récipient et l’entonnoir à l’eau distillée et récupérer l’eau de rinçage.
  • Remplir la fiole jaugée à moitié avec de l’eau distillée.
  • Agiter jusqu’à dissolution complète du solide.
  • Compléter la fiole avec de l’eau distillée jusqu’à ce que le bas du ménisque soit au niveau du trait de jauge.
  • Boucher puis retourner deux fois la fiole jaugée afin d’homogénéiser le mélange.
  • La solution est prête !

* La dissolution s’effectue dans une fiole jaugée de volume égal à celle de la solution à préparer.

Comment déterminer expérimentalement la concentration molaire d’une solution ?

lab, laboratoire, matériel, chimie, échelle de teinte, tube test, pipette, concentration molaire, dosage Illustration d’une tâche effectuée en laboratoire de chimie : pipetage d’une substance.

Echelle de teinte

Attention : cette méthode de détermination d’une concentration molaire est approximative et n’est réalisable que pour des solutions colorées ! Elle permet d’obtenir un encadrement plus ou moins précis de la concentration de la solution étudiée mais ne donne pas une valeur exacte !

Cette méthode est relativement simple mais nécessite d’avoir une solution colorée et des échantillons de solutions contenant la même espèce chimique que celle de la solution étudiée de concentration connue.

Elle consiste à obtenir un encadrement de la valeur de la concentration d’une certaine solution. Pour cela, on aligne une série de tubes à essai contenant des solutions avec la même espèce chimiques mais avec des concentrations croissantes. Ainsi, on compare à l’œil nu la couleur de notre solution de concentration inconnue aux différents tubes à essai et l’on place notre tube entre les deux solutions intermédiaires. Ces dernières nous indiquent donc logiquement un encadrement de la concentration de notre solution !

Dosage

Il existe différents types de dosages s’appuyant chacun sur des propriétés physiques ou chimiques spécifiques, permettant de déterminer la concentration molaire d’une espèce en solution : dosage pH-métrique, conductimétrique…

Pas si vite : Les méthodes de dosages seront étudiées en 1ère !

Qu’est-ce qu’une dilution ?

Une dilution aqueuse, comme son nom l’indique, consiste à ajouter de l’eau distillée à une solution donnée. Elle a pour effet de diminuer la concentration de la solution sans modifier la quantité de matière totale qu’elle contient. Comment est-ce possible ? Vous connaissez déjà l’explication ! Elle se trouve dans la relation (2) que vous avez déjà rencontrée :

c=n/V

On peut se demander comment, selon cette relation, diminuer la concentration d’une solution donnée ? D’après l’égalité, on a deux solutions (puisque la concentration dépend de deux grandeurs : la quantité de matière et le volume) :

  • diminuer la quantité de matière (Si n diminue, c diminue)

ou

  • augmenter le volume (Si V augmente, c diminue : attention : V est au dénominateur !)

Exemple : on prend une solution de glucose de concentration 8 mol.L-1 (c1) contenant une quantité de matière en glucose de 2 mol. Cette solution (mère) est contenue dans une fiole de 250mL (V1). On suppose que l’on introduit la solution dans une fiole de 500mL (V2) et qu’on y ajoute de l’eau distillée jusqu’à atteindre 500mL. On a ainsi doublé le volume de la solution de glucose (on passe de 250mL à 500mL) mais la quantité de matière de la nouvelle solution est toujours de 2 mol ! (On n’a pas ajouté de glucose). Cependant, d’après la relation (2), on a pour la nouvelle solution obtenue après dilution (solution fille) :

C2 = n / V2 = 2 / 0,5 = 4 mol.L-1
Ainsi, la concentration de la nouvelle solution est de 4 mol.L-1.

Ce résultat est prévisible ! En effet, on a doublé le volume de la solution, ce qui d’après la relation revient à diviser par 2 la concentration :

C2 = n / 2xV1,
Or, on a : c1 = n/V1 (*)
Donc, on a, En remplaçant c1 dans l’égalité (*): C2 = c1/2

Ainsi, En ajoutant de l’eau distillée, on a diminué la concentration de la solution mère : c’est ce qu’on appelle une dilution.

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sada
Invité

Facile et comprehensif

Jean-Marc . W
Invité

Un très bon article et c’est très bien expliqué,ceci m’a beaucoup aidé car je suis en Asie et je ne comprend pas trops ce que les profs nous expliquent 😉

Tuo
Invité

Très bien

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