Dans un article précédent, je vous avais parlé des atomes et des molécules. Dans l'article d'aujourd'hui, je veux vous parler des unités utilisées pour quantifier la matière.

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La mole

Dans le système international (SI), la mole (abréviation : mol) est l'unité de la quantité de matière.

1 mol = 6,0221421 x 10²³ atomes

Ce nombre correspond au nombre d'Avogadro (N_A).

N_A = 6,0221421 x 10²³ mol^-1

Mais c'est quoi le nombre d'Avogadro au juste ? Pour faire simple, c'est le nombre d'atomes de carbone contenus dans 12 grammes de carbone 12. En gros, cela correspond à environ 6,022 x 10²³ atomes.

Mais pour les autres atomes que le carbone, on fait quoi ? Rassurez-vous, on peut utiliser N_A avec d'autres atomes que le carbone 12.

La mole correspond à la quantité d'une matière, d'une substance. Si on a 1 mol de carbone, cela correspond à 6,022 x 10²³ atomes de carbone. Si on a 1 mol d'hélium, cela correspond à 6,022 x 10²³ atomes d'hélium. De même, 1 mol de dioxygène (O₂) correspond à 6,022 x 10²³ molécules de dioxygène. Pour extrapoler et simplifier grossièrement, une mole de balles de tennis correspondrait à 6,022 x 10²³ balles de tennis.

Relation entre la mole, et le nombre d'Avogadro

Si on connaît le nombre N d'atomes ou molécules , on peut en déduire la quantité de matière (le nombre de moles) grâce au nombre d'Avogadro et vice-versa.

n = N/N_A

• n en mol.
• N sans unité.
• N_A en mol^-1.

Un peu d'histoire

Pour la petite anecdote, le nombre d'Avogadro est nommé d'après son découvreur, le physicien et chimiste turinois Amedeo Avogadro (1776-1856). Cette constante est très utilisée en chimie, mais aussi en physique statistique et en physique nucléaire.

Mais il faut savoir qu'Avogadro avait surtout théorisé le principe de la loi qui porte son nom. C'est le physicien français Jean Perrin (1870-1942) qui a proposé en 1909 une valeur pour le nombre d'Avogadro.

Jean Perrin, c'est un des plus grands physiciens du 20ème siècle.

• En 1895, il a prouvé que les rayons cathodiques étaient composés de corpuscules chargés négativement.
• Il a été lauréat du Prix Nobel de Physique en 1926 pour ses travaux concernant la structure discontinue de la matière.
• En 1937, il a créé le Palais de la Découverte au sein du Grand Palais à Paris à l'occasion de l'exposition universelle. Je vous conseille de visiter ce lieu si vous en avez l'occasion, c'est très intéressant.
• En 1939, Perrin devint le premier directeur du CNRS.

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Masse molaire

La masse molaire (M) correspond à la masse d'une mole (6,022 x10²³ unités) d'une espèce chimique. La masse molaire s'exprime en gramme par mole (g.mol^-1).

• Carbone : M(C) = 12,01 g.mol^-1.
• Oxygène : M(O) = 16,00 g.mol^-1.
• Hydrogène : M(H) = 1,00 g.mol^-1.

On peut utiliser la masse molaire pour un atome ou pour une molécule.

• La masse molaire atomique correspond à la masse

• La masse molaire moléculaire correspond à la somme des masses molaires atomiques des atomes d'une molécule.
  

  Exemple : M(CH₄) = M(C) + 4 M(H) = 16,04 g.mol^-1.

Quelques relations

• Relation entre la quantité de matière et la masse molaire
  

  n = m/M
  m représente la masse (en grammes) de l'atome ou de la molécule considérée.

• Concentration molaire
  

  c = n/V
  On exprime la concentration c en mol/litre (mol.L_-1) ou en mol par mètre cube (mol.m_-3).

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La stœchiométrie

La stœchiométrie est l'étude des proportions des réactifs et des produits au cours d'une réaction chimique.

Cas des réactions stœchiométriques

Une réaction se produit dans des conditions stœchiométriques quand les proportions de réactifs sont les mêmes que dans l'équation de la réaction. Voyons un exemple avec la combustion du méthane.

CH₄ + 2 O₂ → CO₂ + 2 H₂O

On peut voir que 2 moles de O₂ réagissent avec 1 mole de CH₄ pour former 1 mole de CO₂ et 2 moles de H₂O.

Cas des réactions non stœchiométriques

Dans une réaction non stœchiométrique, les réactifs ne sont pas présents dans les mêmes proportions que dans l'équation. Reprenons l'exemple de la combustion du méthane.

CH₄ + 2 O₂ → CO₂ + 2 H₂O

Supposons maintenant qu'au-lieu d'avoir 2 moles de O₂ pour 1 mole de CH₄, on ait plutôt 5 moles de O₂ pour une 1 mole de CH₄. Les proportions ne sont plus les mêmes que dans l'équation de la réaction. Les conditions ne sont donc pas stœchiométriques.

L'un des réactifs sera totalement consommé plus vite que l'autre. Le réactif qui est épuisé le premier est appelé réactif limitant. On dit que l'autre réactif est en excès par rapport à l'autre. Une fois que le réactif limitant est totalement consommé, la réaction s'arrête.

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Sources et compléments

• https://www.futura-sciences.com/sciences/definitions/physique-nombre-avogadro-1660/
• https://www.universalis.fr/encyclopedie/jean-perrin/
• http://www.upmc.fr/fr/universite/histoire_et_personnalites/les_prix_nobel/jean_baptiste_perrin_physique_1926.html
  http://www.palais-decouverte.fr/fileadmin/_migrated/content_uploads/histoire_Palais_06.pdf