Un grand nombre de molécules ... Une mole !

Pour résoudre le problème d'échelle entre le monde microscopique de l'atome et notre monde macroscopique dans lequel sont réalisées nos mesures (de masse, de volume), le chimiste à défini une quantité : 6,023 × 10²³ et l'a appelé le nombre d'Avogadro. Ce nombre est très important car il permet facilement de faire le lien entre l'échelle microscopique (des atomes et des molécules en u.m.a) et notre monde macroscopique (g, kg).

Grâce à ce nombre, le chimiste défini ce qu'est une mole :

Une mole représente une quantité égale à 6,023 × 10²³ entités (atomes, molécules, ...)

Et ce nombre n'est pas défini par hasard ... Essayons de voir combien pèse une mole de ¹²C

Pour cela, je dois prendre 6,023 × 10²³ atomes de ¹²C, soit une masse de : 6,023 × 10²³ x 1,992 × 10⁻²⁶ kg =  0,012 kg = 12 g

Donc la mole est un outil très simple :

• si je prend un atome de ¹²C, il pèse 12 u.m.a
• si je prend une MOLE de ¹²C, elle pèse 12 g

La mole permet de passe de l'échelle microscopique à l'échelle macroscopique en gardant le même chiffre de masse mais en changeant juste l'unité pour qu'elle corresponde à nos unités de mesure. Dans le même temps, nous avons pris un grand nombre d'entités (6,023 × 10²³).

Comment faire ?

Le savoir-faire lié à la détermination de la masse des molécules consiste à : Identifier le nombre d'atome de chaque type présent dans la molécule à l'aide des nombres en indice qui suivent le symbole des nombres en indice qui suivent des parenthèses enfermant de symbole éventuellement pour les cristaux, du nombre qui se situe juste avant un " • " qui détermine le nombre de molécule d'eau attachées à chaque molécule du corps   Multiplier ce nombre par la masse atomique relative (T.P) Adapter l'unité si besoin : u.m.a pour la masse moléculaire g/mol pour la masse molaire aucune unité pour la masse relative