Rappels de cours — TD 1 : Notions fondamentales
Ce livre rassemble les rappels de cours nécessaires au TD 1 : constituants de la matière, masse à l'échelle atomique, mole et nombre d'Avogadro. Il propose également des exercices résolus, une méthodologie de résolution et les erreurs à éviter.
4. La mole et le nombre d'Avogadro
Pourquoi la mole
Un chimiste travaille sur des échantillons de quelques grammes, qui contiennent des milliards de milliards d'atomes. Compter les entités une par une est impossible ; les peser directement à l'échelle atomique aussi. La mole résout ce problème en faisant le pont entre les deux échelles.
Définition
La mole est la quantité de matière d'un système contenant autant d'entités élémentaires qu'il y a d'atomes dans 12 grammes de carbone 12.
Ces entités doivent toujours être précisées : une mole d'atomes de fer, une mole de molécules d'eau, une mole d'ions chlorure. Parler d'« une mole d'eau » sans préciser est une source d'erreur fréquente.
Le nombre d'Avogadro
Ce nombre d'entités, noté NA, vaut :
NA ≈ 6,022 × 10²³ mol⁻¹
Il porte le nom du physicien italien Amedeo Avogadro. Sa valeur est immense : une mole de grains de riz recouvrirait la surface de la Terre sur plusieurs kilomètres d'épaisseur. C'est ce qui rend la mole utile — elle ramène l'infiniment petit à des quantités manipulables.
Le nombre d'entités N contenues dans n moles s'écrit :
N = n × N_A
La masse molaire moléculaire
La masse molaire d'un composé s'obtient en additionnant les masses molaires atomiques de tous les atomes de sa formule brute.
Exemple avec l'acide sulfurique H₂SO₄, sachant que M(H) = 1, M(S) = 32 et M(O) = 16 g/mol :
M = 2 × 1 + 1 × 32 + 4 × 16 = 98 g/mol
Attention à ne pas oublier les indices : chaque atome compte autant de fois qu'il apparaît dans la formule.
La relation fondamentale
n = m / M
où n est la quantité de matière en moles, m la masse en grammes et M la masse molaire en g/mol. Cette relation sera utilisée dans tous les TD du semestre.