Mole2

De Comment mesure-t-on ?
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Crayon.png En bref: La mole (mol) est l'unité du système international (SI) pour la quantité de matière.
Comme la paire ou la dizaine qui désignent respectivement 2 et 10 objets, une mole désigne un "groupe" de [math]6,02214040×10^{23}[/math] objets, soit environ 602 214 milliards de milliards d'objets. Ce nombre, appelé nombre d'Avogadro, correspond à la valeur fixée de la constante d'Avogadro [math] N_A [/math], lorsqu'elle est exprimée en unité [math] mol^{-1} [/math]. Il est utilisé en physique et en chimie pour compter des entités élémentaires (atomes, molécules, isotopes...)


Historiquement

Schéma d'un atome de carbone 12 (les électrons sont en bleus, les neutrons en gris, et les protons en rouge)
  • Le concept de mole est introduit dans les sciences physiques, et particulièrement la chimie car elles utilisent un grand nombre de particules (atomes, molécules,..). Effectivement, une molécule d'eau est environs un million de fois plus petit que l'épaisseur d'un cheveu, donc si l'on considère quelques gouttes d'eau, on a déjà une énorme quantité de particules, d'où la nécessité de travailler avec une échelle plus adaptée, la mole.
  • Cependant, cette unité de base très pratique n'est inclue dans le système international que depuis 1969. Depuis cette date et jusqu'en 2018, la mole était définie autrement : le nombre d'atomes présents dans 12 grammes de carbone 12.



Quantité de matière

Lorsque l'on parle de la "quantité de matière" d'une substance , il convient de remplacer le mot "matière" par l'élément considéré, car la mole en soit ne désigne qu'un nombre de particules, et possédera des caractéristiques différentes selon la substance (atome, molécule). De ce fait, on introduit une grandeur appelée masse molaire, propre à la substance, qui correspond à la masse d'une mole de cette substance. Ainsi on peut calculer le nombre de moles d'un substance que l'on a avec la formule suivante: [math]n=\frac{m}{M}[/math][math]n[/math] est le nombre de moles, [math]m[/math] la masse totale de la substance, exprimée en grammes, et [math]M[/math] la masse molaire du composé, exprimée en grammes par mol ([math]g.mol^{-1}[/math]).


Classification des éléments

Le tableau périodique

Dans le tableau périodique, comme celui que l'on peut voir ci-dessous, la masse atomique est indiquée. La masse atomique correspond à la masse d'un atome, mesurée en unités de masse atomique (u.m.a. ou u). L'unité de masse atomique est la plus proche possible de la masse d'un nucléon unique.


La valeur de la masse d'une mole d'un élément exprimée en grammes, c'est-à-dire de la masse molaire, est la même que la masse atomique du même élément exprimée en u.m.a.

Postit.png Le tableau périodique, aussi appelée table de Mendeleiev ou classification périodique des éléments, est un tableau qui classe tous les éléments chimiques, ordonnés par numéro atomique croissant et organisés en fonction de leurs propriétés chimiques.
Classification périodique des éléments

Représentation des éléments chimiques

  • Un atome est composé d'un noyau autour duquel "gravitent" des électrons, chargés négativement. Le noyau est lui-même composé de protons, chargés positivement, et de neutrons. Ce sont les protons et les neutrons qui donnent sa masse à l'atome, la masse des électrons est négligeable. On représente les éléments chimiques de la manière suivante: [math]_{Z}^{A}\textrm{X}[/math]


  • [math]Z[/math] représente le nombre de protons, aussi appelé numéro atomique. C'est ce nombre qui caractérise les éléments chimiques. Par exemple, l'hydrogène possède 1 proton,le carbone en possède 6. Un atome étant électriquement neutre, à chaque proton correspond un électron. C'est donc le numéro atomique qui détermine la structure électronique de l'atome et donc les propriétés chimiques de l'élément.


  • [math]A[/math] représente le nombre de masses, ou le nombre de nucléons. Le terme nucléon regroupe les protons et les neutrons. Pour un même élément, le nombre de neutrons peut varier. Des atomes qui ont le même nombre de protons mais pas le même nombre de nucléons s'appellent des isotopes. Par exemple, le carbone 12 et le carbone 14 sont des isotopes du carbone: les deux possèdent 6 protons, mais le carbone 12 possède 6 neutrons tandis que le carbone 14 en possède 8.
    La masse molaire d"un élément est très voisine du nombre de masse de l'isotope le plus abondant.


  • [math]X[/math] est le symbole de l'élément: le symbole de l'hydrogène est H, celui du carbone C...


Ainsi, à titre d'exemple, le carbone 12 est représenté de la manière suivante: [math]_{6}^{12}\textrm{C}[/math]

Mesurer la quantité de matière

La quantité de matière, notée n est la grandeur dont la mole est l'unité. Elle se mesure de façon différente si la substance que l'on étudie est solide, liquide, gazeuse (sous forme de vapeur), ou dissoute dans une solution.


  • Si l'espèce que l'on étudie est sous forme solide, alors il suffit d'utiliser la formule :
[math] n=\frac{m}{M} [/math]

où :

  • [math]m[/math] est la masse de l'espèce dont on cherche la quantité de matière (exprimée en kilogramme).
  • [math]M[/math] est la masse molaire de l'espèce dont on cherche la quantité de matière, c'est-à-dire la masse d'une mole de cette espèce (exprimée en kilogramme/mole ou gramme/mole plus généralement).

La mesure de la quantité matière dans ce cas passe donc par une mesure de la masse, et une mesure de la masse molaire (qui est la plupart du temps connue).


  • Si l'espèce que l'on étudie est dissoute en solution, alors on utiliser la relation :
[math] n = C \times V [/math]

où:

  • C est la concentration de l'espèce, qui indique "à quel point l'espèce est présente dans la solution liquide" (exprimée en mol/litre).
  • V est le volume de la solution (exprimé en Litre).

Dans ce cas, la mesure de la quantité de matière passe par une mesure de volume, et une mesure de concentration (qui peut être réalisée par différentes méthodes).


Si l'espèce que l'on étudie est un liquide (pur, c'est-à dire uniquement composé de notre espèce), alors la mesure de la quantité de matière s'appuie sur la relation :

[math] n=\frac{\rho \times V}{M} [/math]

où :

  • [math] \rho [/math] représente la masse volumique propre à l'espèce, c'est-à-dire la masse d'un litre de cette espèce (exprimée en kilogramme/litre).
  • V est le volume de la solution (exprimé en Litre).
  • [math]M[/math] est la masse molaire de l'espèce dont on cherche la quantité de matière, c'est-à-dire la masse d'une mole de cette espèce (exprimée en kilogramme/mole ou gramme/mole plus généralement).

Dans ce cas, la mesure de la quantité de matière revient à une mesure de volume.

Si l'espèce que l'on étudie est sous forme gazeuse, alors on utilise la relation :

[math] n = \frac{V}{V_m} [/math]

où:

  • V est le volume de la solution (exprimé en Litre).
  • [math] V_m [/math] est le volume molaire c'est à dire le volume occupé par une mole de cette espèce (exprimé en Litre/mole).

Dans ce cas la mesure de la quantité de matière revient à une mesure de volume et de volume molaire.

Bibliographie/Webographie

  • HECHT, Eugene. Physique. Traduction de la 1ère édition américaine. éd. De Boeck Université, 1999. 1304 p. ISBN 2-7445-0018-6