Les molécules, les atomes et les ions sont des entités trop petites (échelle microscopique). Pour étudier les composés, on doit prendre des quantités à l'échelle macroscopique pour cela on est amené à faire des paquets des particules appelés mole à partir de laquelle on peut étudier des composé. On peut considérer la mole comme l'unité d'étude macroscopique de la matière.

Définition de la mole

La mole est la quantité de matière renfermant autant d'entité élémentaire qu'il y'a d'atome dans 12g de carbones 12, il y'a 6,02x10²³ atomes, ce nombre est le nombre d'Avogadro. On dira donc 6,02x10²³ ions constituent une mole d'ion. Le nombre d'Avogadro se note N=6,02x10²³. Si on réunit n particules, on a une mole de particule.

Représentation de la mole

Masse molaire atomique

C'est la masse de n atome d'un élément, elle s'exprime en gramme par mole, qu'on notera g.mol^-1
Exemples:

Masse molaire moléculaire

C'est la masse d'une mole de molécule. Elle est égale à la somme des masses molaires atomiques des éléments que renferme la molécule.
Exemple:
H₂O → M_H2O=2M_H+M_o = 2x1+16 =18g.mol^-1
NH₃ → M_NH3=M_N+3M_H=14+3x1=17g.mol^-1

Masse molaire ionique

C'est la masse de mole d'ion. Pour un ion mono atomique.
Exemples:
Cl^-; M_Cl=35,5g.mol^-1
N⁺_a; M_N⁺_a=M_Na=23g.mol^-1

Pour un ion poli atomique
H₃O⁺; M_H3O⁺=3M_H+M_o=3x1+16=19g.mol^-1
SO₄^2-; M_SO4^2-=M_S+4M_O=32+4x16=96g.mol^-1

Cas des corps purs gazeux

Dans les mêmes conditions de température et de pression, le volume occupé par une mole de gaz ne dépend pas de la nature du gaz, il est égal à V₀. C'est la loi d'Avogadro-Ampère. Dans les conditions normales de température et pression T₀=0°C
P₀ = 10⁵Pa; V₀=22,4l.mol^-1

Détermination d'une quantité de matière

La quantité de matière est le nombre de mole que renferme un corps, on la note n=m/M. Avec:

Pour les corps purs gazeux n=V/V₀. Avec:

V et V₀ sont pris dans la même condition.