La mole expliquée : formules, exemples résolus et erreurs fréquentes

La mole est une façon de compter des particules minuscules en les pesant. Une mole de n'importe quelle substance contient exactement 6,02214076 x 10^23 particules. Dès que vous connaissez la masse d'une mole (la masse molaire), vous pouvez passer des grammes aux moles, des moles aux particules, et des moles aux volumes de gaz ou aux concentrations. Ce guide donne toutes les formules, cinq exemples résolus et des exercices avec leurs réponses.

À retenir

• Une mole = exactement 6,02214076 x 10^23 entités (la définition du SI de 2019).
• La masse molaire (g/mol) porte le même nombre que la masse molaire relative. L'eau fait 18,0 g/mol.
• Les formules de base sont n = m / M, N = n x NA, V = n x Vm et n = c x V.
• Dans une réaction, comparez des moles, pas des grammes. L'équation équilibrée donne le rapport molaire.
• Le volume de gaz par mole dépend des conditions. Prenez la valeur que donne votre programme.

Qu'est-ce que la mole en chimie ?

Réponse rapide : La mole est l'unité du SI pour la quantité de matière. Une mole contient exactement 6,02214076 x 10^23 particules, par exemple des atomes, des molécules ou des ions. La masse d'une mole en grammes est la masse molaire. On peut donc compter des particules en pesant : moles = masse / masse molaire.

Les atomes sont bien trop petits pour être comptés un par un. Les chimistes s'y prennent comme un commerçant vend du riz : au sac, pas au grain. Le « sac » en chimie, c'est la mole.

Depuis le 20 mai 2019, la mole a une définition fixe. La page du BIPM sur la mole indique qu'une mole contient exactement 6,022 140 76 x 10^23 entités élémentaires. Le NIST donne la constante d'Avogadro à 6,022 140 76 x 10^23 mol^-1, marquée « exacte ». La plupart des énoncés d'examen l'arrondissent à 6,02 x 10^23.

Si les atomes et la masse atomique relative restent fragiles, lisez d'abord les atomes et les éléments expliqués.

Qu'est-ce que la constante d'Avogadro ?

La constante d'Avogadro, NA, est le nombre de particules par mole : 6,02 x 10^23 mol^-1. Elle relie le monde que l'on peut peser à celui des atomes.

Dites toujours de quelle particule vous parlez. Une mole de molécules d'eau contient 6,02 x 10^23 molécules. Mais chaque molécule a 3 atomes, donc elle contient 3 x 6,02 x 10^23 atomes.

Qu'est-ce que la masse molaire et comment la trouver ?

La masse molaire, M, est la masse d'une mole, en g/mol. Additionnez les masses atomiques relatives du tableau périodique.

• H2O : 2(1,0) + 16,0 = 18,0 g/mol
• CO2 : 12,0 + 2(16,0) = 44,0 g/mol
• CaCO3 : 40,0 + 12,0 + 3(16,0) = 100,0 g/mol

Le nombre est le même que la masse molaire relative (Mr). Seule l'unité change. OpenStax Chemistry 2e, section 3.1 détaille ce lien.

Quelles sont les formules de la mole ?

Grandeur cherchée	Formule	Unités
Moles à partir de la masse	n = m / M	mol = g / (g/mol)
Nombre de particules	N = n x NA	NA = 6,02 x 10^23 mol^-1
Volume de gaz	V = n x Vm	Vm en L/mol ou dm^3/mol
Moles dans une solution	n = c x V	c en mol/dm^3, V en dm^3

Les quatre formules qui servent dans presque toutes les questions sur les moles.

Quel volume molaire de gaz faut-il prendre ?

Le volume molaire d'un gaz, Vm, dépend de la température et de la pression. Les ouvrages n'emploient pas les mêmes conditions :

Convention	Conditions	Vm
STP de l'IUPAC (actuel)	0 C, 1 bar (100 kPa)	22,7 L/mol
Ancien STP	0 C, 1 atm (101,325 kPa)	22,4 L/mol
RTP (jurys britanniques)	20 C, 1 atm	24 dm^3/mol

Les valeurs 22,7 et 22,4 viennent du NIST à 100 kPa et du NIST à 101,325 kPa. Le programme de chimie GCSE d'AQA prend 24 dm^3 à 20 C et 1 atm. Beaucoup de manuels américains et indiens utilisent encore 22,4 L. Prenez la valeur que donne votre programme ou votre énoncé. Remarque : 1 L = 1 dm^3 = 1000 cm^3.

Comment résoudre les exercices sur la mole ? Cinq exemples résolus

Exemple 1 : des grammes aux moles puis aux particules

Combien de molécules dans 36 g d'eau ?

1. Trouvez la masse molaire : M(H2O) = 18,0 g/mol.
2. Trouvez la quantité de matière : n = 36 / 18,0 = 2,00 mol.
3. Trouvez les molécules : N = 2,00 x 6,02 x 10^23 = 1,20 x 10^24 molécules.
4. En plus : chaque molécule a 3 atomes, donc 3,61 x 10^24 atomes.

Des grammes aux moles puis aux particules pour 36 g d'eau.

Les étapes de l'animation :

1. Écrivez la masse : 36 g d'eau.
2. Calculez la masse molaire : H2O = 18,0 g/mol.
3. Divisez la masse par la masse molaire : 36 / 18,0 = 2,00 mol.
4. Multipliez par NA : 2,00 x 6,02 x 10^23.
5. Résultat : 1,20 x 10^24 molécules d'eau.

Exemple 2 : des moles au volume de gaz

Quel volume occupent 8,8 g de dioxyde de carbone ?

1. n = 8,8 / 44,0 = 0,200 mol.
2. À RTP (24 dm^3/mol) : V = 0,200 x 24 = 4,8 dm^3.
3. Au STP de l'IUPAC (22,7 L/mol) : V = 4,54 L. Avec 22,4 L/mol : V = 4,48 L.

Exemple 3 : concentration et dosage

25,0 cm^3 de NaOH à 0,100 mol/dm^3 sont neutralisés par 20,0 cm^3 de HCl. Trouvez la concentration du HCl. L'équation est NaOH + HCl -> NaCl + H2O (1 : 1).

1. Convertissez le volume : 25,0 cm^3 = 0,0250 dm^3.
2. Quantité de NaOH : n = c x V = 0,100 x 0,0250 = 0,00250 mol.
3. Rapport molaire 1 : 1, donc HCl = 0,00250 mol.
4. c(HCl) = n / V = 0,00250 / 0,0200 = 0,125 mol/dm^3.

Il faut une équation équilibrée correcte pour chaque rapport. Voyez comment équilibrer une équation chimique s'il vous faut de l'entraînement.

Exemple 4 : réactif limitant

4,8 g de magnésium brûlent dans 4,8 g d'oxygène : 2Mg + O2 -> 2MgO. Quel réactif s'épuise, et quelle masse de MgO se forme ?

Comparez les quantités de matière à l'aide du rapport molaire pour trouver le réactif limitant.

Les étapes de l'animation :

1. Quantité de Mg : 4,8 / 24 = 0,200 mol.
2. Quantité de O2 : 4,8 / 32 = 0,150 mol.
3. Rapport 2 : 1, donc 0,200 mol de Mg ne demandent que 0,100 mol de O2.
4. L'oxygène est en excès de 0,050 mol (1,6 g). Le magnésium est limitant.
5. MgO formé = 0,200 mol (rapport 2 : 2).
6. Masse de MgO = 0,200 x 40 = 8,0 g.

C'est le réactif limitant qui décide de la quantité de produit. Appuyez toujours le calcul du produit sur lui.

Exemple 5 : formule brute et formule moléculaire

Un composé contient 40,0 % de C, 6,7 % de H et 53,3 % de O en masse. Sa masse molaire est 180 g/mol. Trouvez les deux formules.

Élément	Masse dans 100 g	Quantité de matière	Divisez par la plus petite
C	40,0 g	40,0 / 12,0 = 3,33	1
H	6,7 g	6,7 / 1,0 = 6,7	2
O	53,3 g	53,3 / 16,0 = 3,33	1

La formule brute est CH2O (masse 30). Puis 180 / 30 = 6, donc la formule moléculaire est C6H12O6 (le glucose).

Vous voulez un professeur qui regarde votre enfant traiter ce genre de questions ? Réservez un cours d'essai gratuit et voyez comment se déroule une séance en tête-à-tête.

Quelles sont les erreurs les plus fréquentes sur la mole ?

Erreur	Correction
Mettre des cm^3 dans n = c x V	Divisez d'abord les cm^3 par 1000
Comparer des grammes dans une réaction	Comparez des moles, puis utilisez le rapport
Sauter le rapport molaire	Lisez le rapport sur l'équation équilibrée
Confondre atomes et molécules	Multipliez par le nombre d'atomes de la formule
Prendre 22,4 alors qu'on vous donne 24	Prenez la valeur de l'énoncé
Prendre Ar pour O2 (16 au lieu de 32)	Gaz diatomiques : H2, N2, O2, Cl2
Arrondir trop tôt	Gardez 3-4 chiffres jusqu'à la fin

Sept erreurs qui coûtent des points, et comment corriger chacune.

Comment travailler la mole ? Un plan simple

1. Semaine 1 : Apprenez la masse molaire et n = m / M. Faites 15 questions courtes.
2. Semaine 2 : Ajoutez N = n x NA et les volumes de gaz. Apprenez la valeur de Vm de votre programme.
3. Semaine 3 : Travaillez n = c x V et des dosages simples.
4. Semaine 4 : Masses qui réagissent, réactifs limitants, formules brutes et rendement.
5. Chaque semaine : Mêlez-y des questions d'annales et refaites celles que vous avez ratées.

Guides d'examen où la mole apparaît : chimie GCSE, chimie A-Level, chimie AP et NEET UG 2027. En Inde, « Some Basic Concepts of Chemistry » en classe 11 traite ce sujet.

Exercices (avec les réponses)

Prenez ces valeurs de Ar : H = 1,0, C = 12,0, O = 16,0, Na = 23,0, Cl = 35,5, Ca = 40,0.

1. Combien de moles dans 10,0 g de CaCO3 ?
2. Combien de molécules et d'atomes dans 0,25 mol de CO2 ?
3. Quel volume occupent 0,50 mol de O2 à RTP (24 dm^3/mol) ?
4. Quelle masse de NaCl faut-il pour 250 cm^3 d'une solution à 0,200 mol/dm^3 ?
5. Un hydrocarbure contient 2,4 g de C et 0,6 g de H. Trouvez sa formule brute.

Réponses :

1. M = 100 g/mol, donc n = 10,0 / 100 = 0,100 mol.
2. Molécules = 0,25 x 6,02 x 10^23 = 1,51 x 10^23. Atomes = 3 x cela = 4,52 x 10^23.
3. V = 0,50 x 24 = 12 dm^3.
4. n = 0,200 x 0,250 = 0,0500 mol. Masse = 0,0500 x 58,5 = 2,93 g.
5. C : 2,4 / 12 = 0,20 mol. H : 0,6 / 1,0 = 0,60 mol. Rapport 1 : 3, donc CH3.

Comment le cours particulier aide sur la mole

Chez Asymptode, chaque élève a un professeur attitré, en cours particuliers privés et en direct. Le professeur commence par repérer où la mole décroche chez votre enfant. Est-ce la conversion d'unités, le rapport molaire ou la lecture de l'énoncé ?

Il enseigne ensuite la méthode d'abord et regarde chaque ligne du calcul. C'est là que se cachent les erreurs sur les moles. Les devoirs sont personnalisés et corrigés avec des commentaires. Les cours suivent le programme de l'élève — GCSE, IGCSE, AP, IB ou la classe 11 pour JEE et NEET — et ses dates d'examen. Les horaires s'adaptent aux fuseaux. Chaque cours est enregistré pour les révisions, et les parents reçoivent un point hebdomadaire court.

Prêts à commencer ? Parlez à un conseiller ou réservez un cours d'essai gratuit, ou consultez nos tarifs.

Données vérifiées auprès des sources officielles le 26 octobre 2026.

Guides liés sur Asymptode

• Guide JEE Main 2027: la mole y est évaluée chaque année.
• Guide UCAT 2027: pour les élèves visant la médecine au Royaume-Uni.
• Comment devenir scientifique: jusqu'où la chimie peut mener.

Questions fréquentes

À combien équivaut 1 mole ?

Une mole équivaut exactement à 6,02214076 x 10^23 particules. Cette valeur est fixée depuis la redéfinition du SI de 2019. Pour les examens, 6,02 x 10^23 suffit généralement.

Le volume molaire vaut-il 22,4 L ou 22,7 L ?

Les deux figurent dans les manuels. 22,4 L/mol correspond à 0 C et 1 atm. 22,7 L/mol correspond au STP actuel de l'IUPAC, 0 C et 1 bar. Les jurys britanniques prennent souvent 24 dm^3 à température ambiante : prenez donc toujours la valeur de votre énoncé.

Comment convertir des grammes en moles ?

Divisez la masse en grammes par la masse molaire en g/mol : n = m / M. Par exemple, 36 g d'eau / 18,0 g/mol = 2,00 mol.

Quelle différence entre masse molaire et masse molaire relative ?

Elles portent le même nombre. La masse molaire relative (Mr) est sans unité. La masse molaire s'exprime en g/mol.

Comment trouver le réactif limitant ?

Convertissez chaque réactif en moles. Servez-vous du rapport de l'équation équilibrée pour voir quelle quantité de l'autre réactif chacun demande. Celui qui s'épuise le premier est limitant, et c'est lui qui fixe la quantité de produit.

Pourquoi la mole est-elle difficile pour les élèves ?

Elle mêle mathématiques et chimie. La plupart des erreurs viennent des unités, d'un rapport molaire sauté ou de la confusion entre atomes et molécules. Des étapes claires et un entraînement régulier règlent l'essentiel.

Sources

1. BIPM : unité de base du SI, la mole (mol)
2. NIST CODATA : constante d'Avogadro
3. NIST CODATA : volume molaire du gaz parfait (273,15 K, 100 kPa)
4. NIST CODATA : volume molaire du gaz parfait (273,15 K, 101,325 kPa)
5. OpenStax Chemistry 2e, 3.1 Formula Mass and the Mole Concept
6. Programme de chimie GCSE d'AQA (8462)