Mole

Masse moléculaire

À chaque atome, on associe une masse atomique, qui mesure le poids moyen de l’atome relativement au poids d’un nucléon — donc le nombre moyen de protons et de neutrons pour tous les isotopes naturels d’un élément. Elle s’exprime en unité de masse atomique (u).
De la même manière, on associe à chaque molécule une masse moléculaire,
qui est la somme des masses atomiques de ses constitués.

Exemples:
- L’eau: H₂0
```
m(H₂0)
= 2×m(H) + 1×m(O)
= 2×1.01 + 1×16.00
= 18.02 u
```
- La myoglobine: C₇₆₉ H₁₂₁₅ N209 O₂₂₁ S₄
  Molécule permettant de stocker l’oxygène au sein de l’organisme
```
m(myoglobine)
= 769×m(C) + 1215×m(H) + 209×m(N) + 221×m(O) + 4×m(S)
= 769×12.01 + 1215×1.01 + 209×14.01 + 221×16.00 + 4×32.07
= 17055.21 u
```

Masse d’un composé ionique

Le terme masse moléculaire ne s’applique qu’aux molécules,
c’est-à-dire les composés formés par l’association d’atomes via l’intermédiaire de liaisons covalentes.

Dans le cas de composés ioniques,
composés formé par les interactions électrostatiques entre des cations et des anions,
on parlera de masse d’un composé ionique.
Le calcul des masses reste basé sur le même principe: la somme des masses des atomes.

Mole

S’il est important de savoir calculer les masses des molécules ou des composés ioniques, il est tout aussi important de pouvoir dénombres les atomes et composés qu’on va être amenés à manipuler, afin de maîtriser les quantités mises en jeu dans des réactions chimiques.
Dénombrer les molécule fait intervenir des nombres gigantesques, on a donc crée une nouvelle unité: la mole (noté mol).
Par définition, 1 mole est la quantité de matière contenant “autant d’entité que le nombre d’atomes dans un échantillon pur de 12g de carbone-12”. La mole est une unité de comptage, au même titre que la centaine, la vingtaine ou la douzaine, mais qui ne sert qu’à compter les atomes ou les molécules.
```
1 Mole:
Nombre d'atomes dans 12g de carbone-12
```
La quantité d’atomes de carbone-12 pesant exactement 12g a été calculée et vaut 6,022 ⋅ 10²³ entités.
Ce nombre est ce qu’on appelle le nombre d’Avogadro. On le note N_A.
```
Nombre d’Avogadro (N_A):
6,022 ⋅ 10²³
```

Changement d’unité

1 mole est donc la quantité de matière correspondant à 6,022 ⋅ 10²³ entités.
On peut utiliser cette valeur (le nombre d’avogadro) pour passer du nombre d’entités ou nombre de moles.
Exemples:
```
1 mole de ¹²₆C = 6022·10²³ atomes de ¹²₆C

1 mole de H₂SO₄ = 6022·10²³ molécules de ¹²₆C

1 mole de NO₃^- = 6022·10²³ anions NO₃^-
```

Pour 1 mole de molécule, le nombre d’atomes présents est la somme des indices stoechiométriques.
Exemple:

1 mole de H₂O
= 6022×10²³ molécules d'eau
= 6022×10²³ atomes d'oxygène + 2×6022×10²³ atomes d'hydrogène
= 6022×10²³ atomes d'oxygène + 1204×10²⁴ atomes d'hydrogène
= 3 moles d'atomes

Masse molaire

La masse molaire (M) est la masse d’une espèce chimique (atome, molécule ou composé ionique)
exprimée en gramme par mole — g/mol.
On peut facilement calculer la masse molaire (c’est à dire le poids d’une mole pour un atome, une molécule ou un composé ionique) en sommant la masse de ses constituants.
Exemples:
```
M(H₂O)
  = M(H) + 2⋅M(O)
  = 1 + 2⋅16
  = 17g/mol
```

Utilité de la mole

Un atome de carbone-12 a une masse d’exactement 12u — c’est la définition de l’unité de masse atomique.
1 mole de carbone-12 pèse exactement 12g — c’est la définition de la mole.
```
M(C-12) = 12u/atome
M(C-12) = 12g/mole
```
Ainsi, le ratio u/atome est égal au ratio g/mole et si on sait combien pèse un atome en u (= nombre de nucléons d’un élément), alors on sait combien pèse une mole en g (= masse d’un élément pour 1 mole).
Par exemple: un atome de fer (Fe) pèse 55.85u, donc une mole de fer pèse 55.85g.
```
12u/atome = 12g/mole
1u/atome  = 1g/mole
```
On pourra donc
- passer de mol à u en multipliant par le nombre d’Avogadro (N_a).
  C’est à dire calculer la quantité de matière dans n mole de matière.
- passer de mol à g en multipliant par la masse molaire (M).
  C’est à dire calculer la masse de n mole de matière
Exemples:
- On fait réagir 1 mole de carbone avec 1 mole d’oxygène.
  De combien de grammes de carbone et d’oxygène dispose-t-on?
```
1mol C + 1mol O
= M(C)g + M(O)g
= 12.01g + 16g
```
- Quelle est la masse de 200 atomes de fer?
```
200 × M(F)
  = 200 × 55.85gmol
  = 1170gmol
  = (1170 / 6.022 ⋅ 10²³)g
  = 1,854 ⋅ 10^-20g
```
- La dose quotidienne recommandée de Zinc s’élève à 13mg.
  Quel est l’équivalent en moles?
```
13 ⋅ 10^-3g / M(Z)
  = 13 ⋅ 10^-3g / 65.38gmol
  = 1.98 ⋅ 10^-4mol
```
- La dose quotidienne recommandée de vitamine A (C₂₀H₃₀O) s’élève à 1.43mg.
  Quel est l’équivalent en moles?
```
M(C₂₀H₃₀O)
  = 20M(C) + 30M(H) + O
  = 20 ⋅ 12.01 + 30 + 16 
  = 286.2

1.43 ⋅ 10^-3 / M(C₂₀H₃₀O)
  = 1.43 ⋅ 10^-3 / 286.2
  = 4.99 ⋅ 10^-6
```

This site is open source. Improve this page.