← Retour au sommaire

Chapitre 3 – La mole et la quantité de matière

Thème 1 : Constitution et transformations de la matière | Physique-Chimie | Seconde générale et technologique

Dernière mise à jour : 22 juin 2026, 17:00

Objectifs du chapitre :

Situation d'introduction

Un verre d'eau contient un nombre colossal de molécules — bien plus que d'étoiles dans l'Univers observable. Compter les entités une à une est impossible. Les chimistes ont donc inventé une unité de comptage adaptée à l'infiniment petit : la mole, qui fait le lien entre ce que l'on pèse (des grammes) et le nombre d'entités présentes.

1. La mole et le nombre d'Avogadro

Définition La mole (symbole mol) est l'unité de quantité de matière. Une mole contient \(N_A=6{,}02\times10^{23}\) entités : c'est le nombre d'Avogadro.
Relation Le nombre d'entités \(N\) et la quantité de matière \(n\) (en mol) sont reliés par :
\( n=\dfrac{N}{N_A} \qquad\Longleftrightarrow\qquad N=n\times N_A \)
Méthode — passer du nombre d'entités à la quantité de matière
  1. On connaît un nombre d'entités \(N\) et on cherche \(n\) → \(n=\dfrac{N}{N_A}\).
  2. On connaît une quantité de matière \(n\) et on cherche \(N\) → \(N=n\times N_A\).
  3. Penser à manier les puissances de 10 : \(N_A=6{,}02\times10^{23}\).
Exemple. Dans \(n=2\) mol d'eau, il y a \(N=2\times6{,}02\times10^{23}=1{,}204\times10^{24}\) molécules.
Mini-exercice 1. Combien d'atomes dans 0,50 mol de fer ?

\(N=0{,}50\times6{,}02\times10^{23}=3{,}01\times10^{23}\) atomes.

2. La masse molaire

Définition La masse molaire \(M\) d'une espèce est la masse d'une mole de cette espèce (en g/mol). La masse molaire d'une molécule est la somme des masses molaires atomiques de ses atomes (lues dans la classification périodique).
Propriété — masse molaire moléculaire La masse molaire d'une molécule s'obtient en additionnant les masses molaires atomiques de tous ses atomes, en tenant compte des indices de la formule :
\( M(\text{molécule})=\sum (\text{nombre d'atomes})\times M(\text{atome}) \)
Méthode — calculer une masse molaire moléculaire
  1. Lister les éléments présents dans la formule et leur nombre d'atomes (indices).
  2. Relever chaque masse molaire atomique \(M\) dans la classification périodique.
  3. Multiplier chaque \(M\) par le nombre d'atomes, puis additionner le tout.
Exemple. Avec \(M(\text{H})=1\), \(M(\text{O})=16\), \(M(\text{C})=12\) g/mol : \(M(H_2O)=2\times1+16=18\) g/mol ; \(M(CO_2)=12+2\times16=44\) g/mol.
1 mole = 6,02×10²³ entités, mais des masses différentes : H₂O 18 g CO₂ 44 g C₆H₁₂O₆ 180 g
Mini-exercice 2. Calcule \(M(NaCl)\) avec \(M(\text{Na})=23\) et \(M(\text{Cl})=35{,}5\) g/mol.

\(M(NaCl)=23+35{,}5=58{,}5\) g/mol.

3. Relier masse et quantité de matière

Relation fondamentale
\( n=\dfrac{m}{M} \)
avec \(n\) en mol, \(m\) en g et \(M\) en g/mol. On en déduit \(m=n\times M\) et \(M=\dfrac{m}{n}\).
m n M m = n×M · n = m/M · M = m/n
Exemple travaillé. Quelle quantité de matière dans \(m=36\) g d'eau (\(M=18\) g/mol) ? \( n=\dfrac{36}{18}=2{,}0 \) mol. Et le nombre de molécules : \(N=2{,}0\times6{,}02\times10^{23}=1{,}2\times10^{24}\).
Méthode — d'une masse au nombre d'entités
  1. Calculer la masse molaire \(M\) (somme des masses atomiques).
  2. Calculer la quantité de matière \(n=\dfrac{m}{M}\).
  3. Si besoin, le nombre d'entités \(N=n\times N_A\).
Erreurs fréquentes
Mini-exercice 3. Quelle quantité de matière dans \(m=22\) g de \(CO_2\) (\(M=44\) g/mol) ?

\(n=\dfrac{22}{44}=0{,}50\) mol.

Mini-exercice 4. Quelle masse de glucose (\(M=180\) g/mol) pour \(n=0{,}25\) mol ?

\(m=n\times M=0{,}25\times180=45\) g.

4. Applications

Autour de nous.
À retenir