Masse molaire

L’identité d’une substance est définie non seulement par les types d’atomes ou d’ions qu’elle contient, mais aussi par la quantité de chaque type d’atome ou d’ion. Par exemple, l’eau, H₂0, et le peroxyde d’hydrogène, H₂O₂, sont semblables en ce que leurs molécules respectives sont composées d’atomes d’hydrogène et d’oxygène. Cependant, comme une molécule de peroxyde d’hydrogène contient deux atomes d’oxygène, contrairement à la molécule d’eau, qui n’en a qu’un, les deux substances présentent des propriétés très différentes.

Les atomes et les molécules sont extrêmement petits. Par conséquent, pour mesurer leurs quantités macroscopiques, une unité scientifique standard est nécessaire. La mole est une unité de quantité semblable à des unités familières comme la paire, la douzaine, etc. Elle fournit une mesure spécifique du nombre d’atomes ou de molécules dans un échantillon de matière. La connotation latine du mot “ mole ” est “ grande masse ” ou “ gros morceau ”, ce qui est cohérent avec son utilisation comme nom pour cette unité. La mole fournit un lien entre une propriété macroscopique facilement mesurée, la grosseur de la masse, et une propriété fondamentale extrêmement importante, le nombre d’atomes, de molécules, etc.

Une mole d’une substance est la quantité dans laquelle il y a 6,02214076 × 10²³ entités distinctes (atomes ou molécules). Ce grand nombre, commodément arrondi à 6,022 × 10²³, est une constante fondamentale connue sous le nom de nombre d’Avogadro (N_a) ou constante d’Avogadro en l’honneur du scientifique italien Amedeo Avogadro. Cette constante est correctement rapportée avec une unité explicite de “ par mole ”.

Conformément à sa définition comme unité de quantité, 1 mole de tout élément contient le même nombre d’atomes que 1 mole de tout autre élément. Les masses de 1 mole d’éléments différents, cependant, sont différentes, puisque les masses des atomes individuels sont radicalement différentes. La masse molaire d’un élément (ou d’un composé) est la masse en grammes de 1 mole de cette substance, une propriété exprimée en unités de grammes par mole (g/mol).

La masse molaire de toute substance est numériquement équivalente à son poids atomique ou au poids de sa formule en uma. Selon la définition de l’uma, un seul atome de carbone pèse 12 uma (sa masse atomique est de 12 uma). Une mole de carbone pèse 12 g (12 g C = 1 mol atomes C = 6,022 &times 10²³ atomes C) et la masse molaire du carbone est de 12 g/mol. Cette relation est valable pour tous les éléments puisque leurs masses atomiques sont mesurées par rapport à celle de la substance de référence de l’uma, le carbone 12. En étendant ce principe, la masse molaire d’un composé en grammes est également équivalente numériquement à la masse de sa formule en uma. Par exemple, l’hélium a une masse atomique de 4,002 uma et une masse molaire de 4,002 g/mol.

Alors que la masse atomique et la masse molaire sont numériquement équivalentes, gardez à l’esprit qu’elles sont très différentes en termes d’échelle. Pour que vous puissiez vous rendre compte de l’énormité de la mole, considérez une petite goutte d’eau pesant environ 0,03 g. Bien que cela ne représente qu’une minuscule fraction de 1 mole d’eau (~18 g), elle contient plus de molécules d’eau qu’on ne peut l’imaginer. Si les molécules étaient réparties de la même façon entre les sept milliards de personnes sur terre, chaque personne recevrait plus de 100 milliards de molécules d’eau.

La mole définit la relation entre la masse et le nombre d’atomes. Cela permet de calculer le nombre d’atomes en utilisant des formes appropriées du facteur de conversion : 1 mole d’atomes = 6,022 × 10²³ atomes. Pour convertir entre eux la masse d’un élément (en grammes) et le nombre de moles, la masse molaire de l’élément (g/mol) est utilisée comme facteur de conversion.

Texte adapté d’ Openstax Chemistry 2e, Section 3.1 : Masse de la formule et le concept de mole.