Mol est une unité de mesure utilisée pour exprimer la quantité de matière microscopique, telle que atomes et molécules. C'est un terme qui vient du latin mou, tendre, qui signifie quantité, et a été proposé pour la première fois en 1896 par le chimiste Wilhem Ostwald. Cependant, c'était Amédée Avogadro qui a suggéré en 1811 que la même quantité de matière différente aurait la même quantité de molécules, ce qui s'appelait la constante d'Avogadro.
Ce n'est qu'au 20ème siècle, après des études de la chimiste Frances Jean Baptiste Perrin, que les scientifiques ont pu déterminer la quantité de matière présente dans une taupe, c'est-à-dire :
6,02.1023 entités
Sur la base de ces connaissances, il a été possible de déterminer la quantité dans une mole de toute matière ou composant de l'atome (comme les électrons, les protons et les neutrons). Voir les cas suivants :
1 mole de haricots = 6.02.1023 des haricots
1 mole de téléphones portables = 6.02.1023 téléphones portables
1 mole de reais = 6.02.1023 réel
Utilisations générales de l'unité mol
Le terme mol peut être utilisé pour toute matière ou composant de celui-ci, mais il est le plus souvent utilisé dans l'étude des quantités liées aux atomes, aux molécules et aux composants atomiques.
a) Pour l'élément chimique
Chaque fois que nous travaillons avec élément chimique (ensemble d'atomes isotopiques), nous devrions utiliser l'expression suivante :
1 mole d'un élément = 6.02.1023 atomes de cet élément
Exemple: Élément de cuivre (Cu)
Si nous avons une mole de cuivre, alors nous avons 6.02.1023 atomes de cuivre.
b) Pour les molécules
Chaque fois que nous travaillons avec une substance polyatomique (formée par l'interaction de deux atomes ou plus), qui est un groupe de molécules identiques, nous devons utiliser l'expression suivante :
1 mole de n'importe quelle substance = 6.02.1023 molécules
Exemple: Eau (H2O)
Si nous avons une mole d'eau, nous aurons 6.02.1023 molécules d'eau.
Relations avec l'unité mol
Comme l'unité mol est utilisée pour exprimer la quantité de matière (et la matière est tout ce qui occupe un volume et a une masse), nous pouvons relier la mol de toute matière avec sa masse, tout comme on peut déterminer le volume (à condition que la matière soit à l'état gazeux) qu'une matière occupe à partir du mol.
Carte mentale: Mol
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a) Rapport mol/masse
La relation entre mol et masse dépend de la masse atomique (trouvée dans le tableau périodique) d'un élément ou de la masse moléculaire d'une substance. Lorsqu'elles sont liées à la mol, la masse atomique et la masse moléculaire sont travaillées dans l'unité de gramme, comme dans les exemples suivants :
Exemple 1: Élément cuivre (masse atomique 63,5 u)
On sait qu'une mole de cuivre a 6.02.1023 atomes de cuivre et que la masse de l'élément est de 63,5 u, donc, dans :
1 mole de cuivre 6.02.1023 les atomes de cuivre pèsent 63,5 g
Exemple 2 : Substance H2O (masse moléculaire 18 u)
On sait qu'une mole d'eau a 6.02.1023 molécules d'eau et que la masse de la molécule est de 18 u, donc, dans :
1 mole de H2Le 6.02.1023 molécules H2Le pèse 18 g
b) Rapport mole/volume
Lorsque la matière est à l'état gazeux, on peut déterminer l'espace occupé par n'importe quelle quantité molaire de matière. Ceci est possible car la même quantité en moles de matière gazeuse occupe toujours le même espace, qui est de 22,4 L.
1 mole de matière gazeuse occupe 22,4 L
Exemple 1: Élément argon (masse atomique 40 u)
On sait qu'une mole d'argon contient 6.02.1023 atomes d'argon et que la masse de l'élément est de 40 u, donc, dans :
1 mole d'argon 6.02.1023 les atomes d'argon occupent 22,4 Lpesa 40g
Exemple 2 : Ammoniac (masse moléculaire 17 u)
On sait qu'une mole d'ammoniac a 6.02.1023 molécules de la substance ammoniac et que la masse de la molécule est de 17 u, donc, dans :
1 mole de NH3 6,02.1023 Molécules NH3 occupe 22,4 Lpesa 17 g
c) Exemple de calcul faisant intervenir mol
À partir de la taupe, nous pouvons calculer la masse, le volume, le nombre d'atomes et le nombre de molécules de n'importe quelle substance. Voir un exemple :
Exemple: (FCC-BA) La masse d'une molécule d'acide acétique, CH3COOH, est: (Donné: poids moléculaire de l'acide acétique = 60 u)
a) 1,0. 10-21g
b) 1,0. 10-22g
c) 1,0. 10-23g
d) 1,0. 10-24g
e) 1.0. 10-25g
Résolution: La substance acide acétique a la formule CH3COOH et masse moléculaire égale à 60 u. Ainsi, nous pouvons relier ces données à l'unité mol comme suit :
1 mole de CH3COOH 6.02.1023 molécules CH3COOH pèse 60 g
Pour déterminer la masse d'une seule molécule en grammes, il suffit de construire une règle de trois à partir de l'expression proposée ci-dessus, comme indiqué ci-dessous :
1 mole de CH3COOH 6.02.1023 molécules CH3COOH 60 g
1 molécule CH3COOH x
60.1 = 6,02.1023.X
x = 60
6,02.1023
X = 9 966,10-23
ou, en arrondissant :
X = 10,10-23 ou X = 1,10-22
Par moi Diogo Lopes Dias
La source: École du Brésil - https://brasilescola.uol.com.br/o-que-e/quimica/o-que-e-mol.htm
