# Transformations de la matière/La mole : unité de quantité de matière

Dans ce chapitre nous allons apprendre ce qu'est une mole et quelle utilisation on en fait en chimie.

## Comment se fait la notion ?
### Notion de quantité de matière

Au cours de ses activités, le chimiste est amené à connaître de façon précise le nombre d'atomes ou de molécules qu’il manipule. Il lui est cependant impossible de les dénombrer un à un, étant données leur petite masse et leur petite taille ! Le chimiste contourne cette impossibilité matérielle et dénombre les entités contenues dans un échantillon à partir de la masse ou du volume de cet échantillon.
Le moindre échantillon d'une espèce chimique contient un nombre N d'entités chimiques très important, impossible à évaluer directement. Un échantillon de fer pesant 10 g contient environ 10²³ atomes de fer.
Les chimistes ont inventé une nouvelle grandeur macroscopique (grandeur mesurable à l'échelle humaine) appelée quantité de matière, pour dénombrer les entités d'un échantillon quel que soit l'espèce chimique le constituant.
Pour définir la quantité de matière, on crée un « paquet unitaire » dont on précise le nombre exact N$_{paquet}$ d'entités qu’il contient. La quantité de matière, noté n, contenue dans un échantillon constitué de N entités est donnée par la relation : $n={\frac {\mathrm {N} }{\mathrm {N_{paquet}} }}$.

### La mole : unité de quantité de matière

Le « paquet unitaire » de référence servant à la détermination de la quantité de matière en chimie s’appelle la mole. Elle est définie de la façon suivante :
La mole est la quantité de matière d'une espèce chimique donnée contenant autant d'entité qu’il y a d'atomes dans 12 g de $_{6}^{12}\!\mathrm {C}$ (carbone 12) : c’est l'unité de la quantité de matière exprimée en mol (sans le e à la fin).
Dans une mole, le nombre d'entité chimique est le nombre d'Avogadro : $N_{A}=6,02\cdot 10^{23}\ \mathrm {mol} ^{-1}$.

### Masse molaire et volume molaire

Pour déterminer la quantité de matière n ( ou nombre de mole ) d'une espèce chimique dans un échantillon, on utilise des grandeurs mesurables à l'échelle humaine : la masse molaire ou le volume molaire.

#### La masse molaire

La masse molaire atomique d'un élément chimique M est la masse d'une mole de cet élément.
Notée M, son unité est le gramme par mole (g⋅mol⁻¹).
Les masses molaires des éléments tiennent compte des proportions isotopiques des éléments. Elles ont été déterminées pour tous les éléments et sont consignées dans la classification périodique des éléments.
Exemples : la masse molaire atomique de l'élément carbone est 12 g⋅mol⁻¹, c'est-à-dire qu'une mole de l'élément carbone a une masse de 12 g.
Remarques : la masse molaire d'un ion monoatomique
Les ions monoatomiques présentent, comparativement aux atomes, un excès ou un défaut d'électrons. La masse des électrons, très faible par rapport à celle du noyau, est négligeable. On ne tient donc pas compte de la différence de masse entre l'ion et l'atome correspondant.
La masse molaire moléculaire d'une espèce chimique est la masse d'une mole de molécules de cette espèce chimique.
Elle se calcule en effectuant la somme des masses molaires atomiques de tous les atomes constituant la molécule. Notée M, son unité est le gramme par mole (g⋅mol⁻¹).
Exemples :
La masse moléculaire de la molécule d'aspirine : M(C₉H₈O₄) = 9M(C) + 8M(H) + 4M(O) = 9 × 12 + 8 × 1 + 4 × 16 = 180 g⋅mol⁻¹.
Remarque : La masse d'un ion polyatomique
La masse d'une mole d'ions polyatomiques se calcule comme la masse molaire moléculaire, sans tenir compte de la charge car la masse des électrons est négligeable.

#### Le volume molaire

Le volume molaire d'une espèce chimique (noté V$_m$, en L⋅mol⁻¹) est le volume occupé par une mole de cette espèce chimique.
D'après la loi d'Avogadro-Ampère, le volume occupé par une mole de gaz ne dépend pas de la nature du gaz mais dépend plutôt de la température et de la pression.
exemple : À la pression atmosphérique (1 015 hPa) et à 20 °C : V$_m$ = 24 L⋅mol⁻¹ tandis qu’à 50 °C à la même pression : V$_m$ = 26,5 L⋅mol⁻¹.

## Détermination d'une quantité de matière
### Relation entre quantité de matière et masse

Quelle est la quantité de matière contenue dans un échantillon de cuivre de 22 g de cuivre ?
* M(Cu) = 63,5 g mol$^{−1}$
* m = 22 g
* $n={\frac {m}{\mathrm {M(Cu)} }}={\frac {22}{63,5}}=0,35\ \mathrm {mol}$
Il y a donc 0,35 × 6,02⋅10²³ atomes de cuivre dans l'échantillon soit environ 2.10²³ atomes.
Quel que soit l'état physique d'une espèce chimique ( solide, liquide ou gaz ) la quantité de matière contenu dans un échantillon de cette espèce chimique se déduit de la relation : $n={\frac {m}{\mathrm {M} }}$.

### Volume d'un échantillon et quantité de matière
#### Cas des solides et des liquides

La masse volumique d'une espèce chimique (notée $\rho$) : $\rho ={\frac {m}{\mathrm {V} }}$
Masse volumique de l'eau : $\rho =1\ \mathrm {g\cdot cm} ^{-3}$
La quantité de matière contenu dans un solide ou un liquide se déduit par la relation : $n={\frac {m}{\mathrm {M} }}={\frac {\rho \cdot \mathrm {V} }{\mathrm {M} }}$

#### Cas des gaz

La quantité de matière d'un gaz se déduit par la relation : $n={\frac {\mathrm {V} }{\mathrm {V_{m}} }}$
Cette relation est valable pour les gaz seulement
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