La Mole

Le contenu qui suit est la substance de la conférence 8. Dans cette conférence, nous couvrons la mole et le nombre d’Avagadro ainsi que les calculs de la masse molaire et les conversions utilisant les moles.

La MOLE (mol) est une unité de mesure qui est la quantité d’une substance pure contenant le même nombre d’unités chimiques (atomes, molécules, etc.) qu’il y a d’atomes dans exactement 12 grammes de carbone-12 (c’est-à-dire , 6,022 X 1023).

La mole est donc le titre utilisé pour la quantité 6,022 x 1023 de la même façon que le mot « douzaine » est utilisé pour la quantité 12.

Si vous aviez une mole de beignets, vous auriez 6,022 x 1023 beignets et un sérieux mal de ventre.

Nous utilisons la mole (mol) pour représenter la quantité de substances en chimie parce que le nombre d’atomes et de molécules dans chaque substance est très grand. La valeur donnée 6,022 x 1023 est appelée nombre d’Avagadro pour le scientifique qui a trouvé le nombre d’atomes dans 12 grammes de carbone 12. Pourquoi utiliser 12 grammes ? C’est la masse atomique théorique de l’isotope du carbone 12 (6 protons et 6 neutrons). Cela signifie que la masse atomique ou le poids atomique (12 grammes) du carbone est égal à exactement 1 mole de carbone.

En utilisant le carbone comme référence, les poids atomiques que vous voyez dans le tableau périodique sont également égaux à une mole de ces substances :

Le lithium par exemple a une masse atomique de 6,941 grammes et cela est égal à une mole de lithium. C’est pourquoi nous énonçons les masses atomiques et moléculaires en unités de grammes par mole ou g/mol.

Que pouvons-nous faire avec les moles ? Nous utilisons cette unité pour effectuer des calculs basés sur des équations chimiques équilibrées. Nous utilisons la stœchiométrie (façon fantaisiste de dire les rapports molaires dans une équation) pour faire des prédictions sur la quantité de produit qui sera faite ou de réactif nécessaire si nous connaissons une quantité de mole dans une réaction.

Moles d’une substance et poids moléculaire

La masse molaire ou le poids moléculaire (termes interchangeables tant que nous sommes sur Terre) d’une substance est le total de toutes les masses individuelles des éléments qu’elle contient. Pour utiliser notre vieille amie l’eau comme exemple :

Une mole d’eau est composée d’une mole d’oxygène et de deux moles d’hydrogène. La masse d’oxygène égale à une mole d’oxygène est de 15,998 grammes et la masse d’une mole d’hydrogène est de 1,008 g. Si nous additionnons les quantités en grammes de chaque élément dans la molécule d’eau = 15,998g/mol + 2(1,008g/mol) nous obtenons la masse molaire de l’eau = 18,014g/mol.

Donc si nous avions exactement 18,014g d’eau nous aurions 1 mole d’eau.

Pratique : Mole et masse molaire

Relations molaires

La raison pour laquelle la mole est si importante est que nous utilisons la mole comme unité pour la plupart des relations en chimie. Les réactions sont équilibrées en fonction du nombre de moles de chaque élément dans la réaction, les concentrations des solutions sont très souvent décrites en termes de moles par litre ou de moles par kg de solvant et nous avons déjà vu que les molécules ou les atomes d’un élément sont rapportés en tant que moles de la substance plutôt que le compte individuel de leurs particules.

Débutons la discussion sur les relations avec la relation entre la mole et l’UAM.

Une UAM représente 1/12 de la masse d’un atome de carbone 12 qui, selon le tableau périodique, pèse ~12g. Cela signifie que 1 AMU ≈ 1g n’est-ce pas ? et donc que le carbone a une masse de 12amu, correct ? Mais attendez, cela ne peut pas être la masse d’un seul atome de carbone, n’est-ce pas ? Ils sont vraiment, vraiment minuscules. Et c’est exact, la masse indiquée dans le tableau périodique est en fait la masse de 6,022 x 1023 atomes de carbone ou d’une mole d’atomes de carbone. Donc en réalité, 1 UAM = 1,66 x 10-24g et si un atome de carbone pèse 12 UAM, la masse indiquée dans le tableau périodique est de

12 atomes x 1,66 x 10-24g x 6.022 x 1023 atomes/ mol= 12 g/mol

Donc un seul atome de carbone pèse 12 amu alors qu’une mole d’atomes de carbone pèse 12,01g/mol.

Calculs de moles

Il y a pléthore de calculs qui peuvent être effectués en utilisant l’unité de moles comme intermédiaire. Je vais passer en revue quelques-uns d’entre eux maintenant, puis vous verrez au fur et à mesure que nous progressons dans les sujets ultérieurs que les moles sont essentielles à ces calculs également.

Calculs de moles typiques:

1) Calcul de la masse moléculaire ou de la masse molaire d’un composé

La masse molaire d’un composé également souvent appelée masse moléculaire tant qu’elle est sur Terre, est simplement la somme de toutes les masses des éléments individuels dans le composé. Vous utilisez le tableau périodique comme référence pour ces masses et vous les totalisez:

Par exemple, si nous voulons totaliser la masse molaire du sulfate d’aluminium Al2(SO4)3 , nous devons déterminer le nombre et la masse de chaque élément dans le composé. Pour le sulfate d’aluminium, les totaux sont 2 Al, 3 S et 12 O. Voici donc le calcul en utilisant les masses atomiques données dans le tableau périodique :

2(26,98 g/mol) + 3( 32,07 g/mol) + 12(16,00 g/mol) = 342.17 g/mol

2) Conversion de grammes en moles ou de moles en grammes

Une fois que vous connaissez la masse molaire d’un composé, vous pouvez utiliser cette masse pour déterminer la quantité de moles dans une quantité de grammes de la substance ou inversement, vous pouvez calculer le nombre de grammes dans une quantité de moles de la substance.

Voici quelques exemples :

Combien de moles y a-t-il dans 55,4g de sulfate d’aluminium ?

Le calcul est établi comme une conversion avec la masse molaire du sulfate d’aluminium comme facteur de conversion:

55.4g Al2(SO4)3 x 1 mol Al2(SO4)3/342,17 g Al2(SO4)3 = 0,162 mol Al2(SO4)3

Ou, Combien de grammes de Al2(SO4)3 sont dans 6.34 moles de Al2(SO4)3?

6,34 mol Al2(SO4)3 x 342,17g Al2(SO4)3/ 1 mol Al2(SO4)3 = 2,17 x 103 Al2(SO4)3

3) Conversion en molécules ou en atomes

En plus d’être une unité de masse molaire, la mole est aussi la passerelle entre la masse d’une substance et ses atomes ou molécules.

Par exemple, si l’on demande combien de molécules d’Al2(SO4)3 se trouvent dans les 55,4 g d’Al2(SO4)3 ci-dessus, il suffit d’abord de calculer le nombre de moles comme précédemment, puis d’utiliser le nombre d’Avagadro pour convertir les moles en molécules :

0.162 mol Al2(SO4)3 x 6,022 x 1023 molécules Al2(SO4)3/ 1 mol Al2(SO4)3 =

En outre, si nous poursuivions le problème et demandions combien d’atomes d’aluminium se trouvaient dans les 55,4 g de Al2(SO4)3 ?

Eh bien c’est une suite simple. Il suffit de multiplier par le nombre d’atomes d’Aluminium dans le composé:

9,76 x 1022 Molécules Al2(SO4)3 x 2 atomes Al/ 1 molécule Al2(SO4)3 = 1,95 x 1023 atomes Al

Pratiquons encore un peu:

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