[Niveau 1] La mole

Publié le par Seer

C'est une unité, au même titre que le gramme ou le mètre, qui mesure un nombre d'atomes, d'ions ou de molécules sans arriver à des nombres gigantesques dans la plupart des applications à notre échelle. Elle a a été créée pour un peu mieux se rendre compte des atomes à notre échelle. Une unité très utile aux chimistes donc.

 

Mettons que vous avez 12g tout juste de carbone à 6 neutrons (et 6 protons donc, si vous avez bien suivi ici), donc 12 nucléons, vous avez bien vu, bravo. On a dit qu'il y avait une mole de carbone 12, là-dedans, et on a dénombré les atomes pour arriver à un résultat de

 

6, 02214179 x 1023 atomes dans 1 mole, soit 602214,179 milliards de milliards d'atomes par mole.

 

Souvent arrondi à 6, 02 x 1023 pour faciliter les calculs qui seront déjà bien assez précis. Pour seulement 12g de de carbone 12.

 

Donc ça sert à compter les atomes ou les molécules quand vous les transformez par une réaction chimique.

 

Note : comme gramme est abrégé g après un nombre (100g de farine), mole est abrégé en mol après un nombre (12mol de carbone).

 

Masses molaires

 

Sur toutes les classifications périodiques, la masse molaire est indiquée pour chaque atome. La valeur est en grammes par mole de composé. Donc 1,0079 grammes par mole d'hydrogène, 15,9994g par mole d'oxygène et 12,011g par mole de carbone.

 

- Bah on avait pas dit que justement une mole de carbone c'était 12g ?

 

Ah non. J'ai dit qu'une mole de carbone à 6 protons et 6 neutrons, dit carbone 12, c'était 12g exactement. Le problème c'est que dans la nature il existe du carbone 11 (6 protons, 5 neutrons), du carbone 13 (6 protons, 7 neutrons), et du carbone 14 (6 protons, 8 neutrons), et que dans la masse donnée on considère une mole de carbone contenant une certaine proportion de carbone 12, carbone 13 et carbone 14, en fonction de l'abondance relative dans la nature, dans ce cas 98,89% de carbone 12, 1,11% de carbone 13, les deux autres n'étant pas comptés car radioactifs (lien à venir). Voir l'article sur les isotopes.

 

Note : un électron ayant une masse 2000 fois plus petite que celle d'un proton, on considère qu'un ion a la même masse molaire que l'atome correspondant.

 

Moles de molécules et d'atomes

 

Bon maintenant une question : vous prenez une mole d'eau, H2O, et vous la décomposez en ses atomes d'hydrogène et d'oxygène. Combien de moles d'hydrogène et d'oxygène avez-vous dans les mains ?

 

- Une mole d'hydrogène et une mole d'oxygène ?

 

- Ah. Attention. Pour chaque molécule d'eau tu libères deux atomes d'hydrogène ; donc pour un certain nombre, par exemple 6,02 x 1023 molécules d'eau, tu libèreras donc 2 x 6,02 x 1023 atomes d'hydrogène, soit...

 

- Deux moles d'hydrogène et toujours une mole d'oxygène ?

 

- C'est ça.

 

Allez, un petit exercice pour vous maintenant.

 

Si vous décomposez une mole de NaCl, combien de moles d'atomes de Na et de moles d'atomes de Cl ?

 

Si vous décomposez une mole de MgBr2 en ses ions Mg2+ et Br-, combien avez-vous de moles d'ions de Br- et Mg2+ ?

 

Réponses ici.

Publié dans Niveau 1 : la base

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