La mole constitue l’une des notions les plus fondamentales de la chimie moderne, et sans sa maîtrise, il sera difficile d’assurer de bons résultats en chimie au lycée ou dans le supérieur. Pourtant, elle reste souvent mal comprise par les étudiants.
La mole constitue le pont indispensable entre le monde microscopique des atomes et molécules et le monde macroscopique des masses que tu manipules au labo, en TP.
Comprendre la mole permet de maîtriser les calculs stœchiométriques, de prédire les quantités de réactifs nécessaires à une réaction chimique et d’interpréter des données issues de résultats expérimentaux.
Définition du concept de mole
La mole tire son nom du latin « moles » signifiant « masse » ou « quantité ». Cette unité de base du Système International exprime la quantité de matière d’un système contenant exactement 6,02214076 × 10²³ entités élémentaires. Ce nombre, appelé nombre d’Avogadro ou constante d’Avogadro, représente l’une des constantes fondamentales de la physique.
Le nombre d’Avogadro : clé de voûte de la chimie quantitative
Le nombre d’Avogadro, NA = 6,02214076 × 10²³, permet de relier le monde microscopique au monde macroscopique. Par exemple, 18 g d’eau correspondent à 1 mole, soit environ 6,022 × 10²³ molécules d’eau. Cette constante permet aux chimistes de connaître le nombre d’atomes ou de molécules présentes dans une masse donnée de matière.
Le nombre d’Avogadro est tellement grand que notre cerveau a du mal à l’imaginer. Pour se faire une idée, imagine que chaque entité soit un grain de sable. Si on avait une mole de grains de sable, cela formerait une sphère de diamètre supérieur à celui de la Terre !
La détermination expérimentale du nombre d’Avogadro a nécessité des décennies de recherche et l’utilisation de techniques sophistiquées, comme l’électrolyse, la diffraction des rayons X et la spectroscopie. Ces techniques ont permis d’établir la valeur actuelle avec une précision remarquable.
Masse molaire et relations fondamentales
Une fois qu’on a compris ce qu’est une mole en chimie, on peut s’intéresser à la masse molaire, exprimée en grammes par mole (g/mol). Elle correspond à la masse d’une mole d’une substance donnée. Pour la calculer, il suffit d’additionner les masses molaires de tous les atomes présents dans une molécule.
C’est pour ça que j’ai dit plus haut qu’il y a 1 mole d’eau dans 18 g d’eau : chaque molécule d’eau (H₂O) est composée de 2 atomes d’hydrogène (1 g/mol chacun) et 1 atome d’oxygène (16 g/mol), ce qui donne une masse molaire totale de 18 g/mol. Donc, 18 g d’eau contiennent exactement 1 mole de molécules d’eau.
On peut lier la quantité de matière (
) d’une espèce chimique, avec sa masse (
) et sa masse molaire (
) par l’équation : 
. Cette formule simple est une des plus importantes que tu auras à utiliser lors de tes exercices impliquant des quantités de matière. Elle permet de convertir facilement entre masse et nombre de moles.
Applications pratiques de la mole dans les calculs chimiques
La mole trouve ses applications les plus importantes dans les calculs stœchiométriques, qui permettent de déterminer les quantités de réactifs nécessaires et de produits formés lors d’une réaction chimique, soit en particulier lorsque tu vas écrire tes premiers tableaux d’avancement.
Prenons l’exemple de la réaction entre l’acide chlorhydrique (HCl) et l’hydroxyde de sodium (NaOH) :
HCl + NaOH → NaCl + H₂O
Cette équation chimique montre qu’une mole d’acide chlorhydrique réagit avec une mole d’hydroxyde de sodium pour produire une mole de chlorure de sodium et une mole d’eau. Grâce à ces proportions molaires, on peut déterminer précisément les quantités de réactifs nécessaires et de produits formés lors de cette réaction.
Les chimistes se servent aussi de la mole pour préparer des solutions dont ils connaissent la concentration. La molarité, qu’on appelle plus souvent concentration molaire, s’exprime en moles par litre (mol/L) : elle indique combien de moles de soluté sont dissoutes dans un litre de solution. En gros, c’est une façon simple de mesurer la quantité de matière présente dans un certain volume de liquide. Cette notion est très utile, surtout au lycée, tu travailleras presque exclusivement avec des solutions aqueuses, donc tu verras cette notion très souvent.
Volume molaire et loi des gaz parfaits
L’étude des gaz, quant à elle, est légèrement différente. On garde la notion de quantité de matière, mais on ne parle pas de concentration molaire ! Dans le cas des gaz on s’intéresse à la notion de volume molaire. Dans les conditions normales de température et de pression (0°C et 1 bar), une mole de n’importe quel gaz occupe un volume de 22,7 litres. Cette propriété découle directement de la loi des gaz parfaits (
) et de l’hypothèse d’Avogadro. On voit donc la corrélation entre un grand nombre de notions en chimie, d’où la nécessité de bien comprendre celle d’où tout part : la mole.
L’utilisation du volume molaire rend possibles les calculs impliquant des gaz. Concrètement, on a la relation suivante : 
. On est alors capable de calculer aisément la quantité de matière d’un gaz en fonction de son volume.
Outre les conversions masse-moles déjà évoquées, les chimistes doivent souvent convertir entre nombre de particules et nombre de moles en utilisant le nombre d’Avogadro. Pour convertir un nombre de molécules en nombre de moles, on divise par le nombre d’Avogadro : 
, où 
représente le nombre de particules et 
la constante d’Avogadro. C’est utile, par exemple, si tu souhaites déterminer le nombre de molécules d’eau dans un certain volume.
Erreurs courantes avec la mole
L’utilisation de la mole peut entraîner des erreurs qu’il faut absolument éviter, surtout pour ne pas perdre de points bêtement lors des devoirs ou du bac. Il faut en particulier faire attention aux unités : le nombre d’Avogadro s’exprime en mol⁻¹, et dans le système international on utilise toujours les grammes, jamais les kilogrammes. Les professeurs y seront très attentifs, notamment au bac et dans le supérieur : maîtriser les unités prouve que tu as bien compris les notions et outils de la chimie.
Une autre erreur classique est d’ignorer l’état physique des substances, en appliquant par exemple la loi des gaz parfaits à un solide, par exemple. Idem pour le volume molaire, valable uniquement pour les gaz dans les conditions normales.
Beaucoup confondent également la mole avec d’autres unités, comme la masse ou le nombre de particules. Erreur facile à éviter en utilisant l’analyse dimensionnelle, c’est-à-dire vérifier les unités pour repérer les erreurs d’inattention.
