Effectuer une erreur de peser de quelques grammes de farine dans la recette des crêpes ne causera pas d'indigestion ou n'altèrera pas leur dégustation.
En revanche, le chimiste, le pharmacien, lorsqu'il doit effectuer une peser ou mesurer un volume d'une substance active pour un médicament ou un traitement, il ne doit pas se permettre d'erreur du même type que celle des crêpes. Aussi, il n'est pas question d'imaginer le chimiste prendre à la pince à épiler, atome par atome, la quantité exacte de réactifs pour mener à terme son protocole.
Il est alors nécessaire de se diriger vers une nouvelle façon de « compter la matière ». C'est l'objectif de cette séquence.
Pour l'entamer, nous proposons la séance d'activité expérimentale d'introduction, disponible par le lien : Activité Expérimentale n°11.
On s'accorde à dire que la masse d'une poignée de bonbons est égale à la somme des masses des différents bonbons. A partir de cet exemple, la masse d'une entité est la somme des masse de tous les atomes qui composent cette entité. C'est le cas de la molécule, d'un ion, d'un ensemble de molécule, etc. A titre d'exemple, la masse d'une molécule d'eau se calcule par \(\displaystyle m_{H_2O}=m_O+2m_H\).
On considère un échantillon de matière de masse totale notée \(\displaystyle m_{tot}\). Cet échantillon de matière est constitué d'un seul type d'entités. Chaque entité a une masse notée \(\displaystyle m_{entite}\). Ainsi, le nombre \(\displaystyle N\) d'entités dans l'échantillon est calculée par la relation \(\displaystyle N=\dfrac{m_{tot}}{m_{entite}}\). Les unités des masses doivent être les mêmes.
Si nous revenons à la recette des crêpes, un verre de lait de volume environ 20 cL contient une quantité de molécules impressionnante. A titre d comparaison, un verre contenant 20 cL d'eau contient \(\displaystyle 6.10^{24}\) molécules, c'est-à-dire plus de six millions de milliards de milliards de molécules d'eau. Nous n'imaginons pas le pharmacien ou le chimiste travailler une par une avec toutes ces molécules. Par conséquent, il devient nécessaire de procéder à « compter la matière » autrement : la quantité de matière.
Pour dénombrer les objets en grande quantité, nous les regroupons par paquet. C'est ce qui se réalise quand un établissement scolaire commande des feuilles de papiers A4. Il les commandes en très grande quantité. Au lieu des les commander par unité, il les commande par paquet : la ramette, voir même par carton.
De la même façon, le chimiste va « compter la matière » par paquet.
Le paquet défini précédemment est appelée en chimie, la mole. Elle est définie de la façon suivante :
A savoir : Une mole d'entités correspond à une quantité de \(\displaystyle 6,02\times10^{23}\) entités.
Remarque : Le nombre \(\displaystyle 6,02\times10^{23}\) représente le nombre d'atomes présents dans 12 g de carbone 12.
A savoir :La quantité de matière d'une entité est le nombre de moles de cette entité. Elle s'exprime en mol.
Le nombre d'entités est noté \(\displaystyle N\). Le nombre de moles est noté \(\displaystyle n\). Le lien qui existe est le nombre vu précédemment dont la valeur est \(\displaystyle 6,02\times10^{23}\).
Le nombre \(\displaystyle 6,02\times10^{23}\) est appelé le nombre d'Avogadro, noté \(\displaystyle N_A\). La relation devient donc \(\displaystyle N=nN_A\).
Une mole d'hydrogène contient \(\displaystyle 6,02\times10^{23}\) atomes d'hydrogène. Une mole d'oxygène contient \(\displaystyle 6,02\times10^{23}\) atomes d'oxygène. Or, ces deux atomes ont des masses différentes. Donc la masse d'une mole d'hydrogène sera différente de la masse d'une mole d'oxygène. La masse d'une mole dépend de l'atome considérée et sont connues. Cette masse d'une mole d'atome s'appelle la masse molaire atomique.
Pour la masse d'une mole de molécules, on additionne les masses molaires atomiques de chaque atome pour obtenir la masse molaire de la molécule, que l'on appelle la masse molaire moléculaire.
Exemple : La masse molaire moléculaire de la molécule d'eau s'obtient à partir des masses molaires atomiques de l'hydrogène et de l'oxygène :
\(\displaystyle \begin{align*} M_{H_2O}&=M_O+2M_H \\ &=16+2\times1 \\ &=18 \end{align*} \)
La masse molaire moléculaire de l'eau est \(\displaystyle M_{H_2O}=18\) g.mol-1.
Formule : La masse molaire \(\displaystyle M\) est liée avec la masse \(\displaystyle m\) et la quantité de matière \(\displaystyle n\) par \(\displaystyle n=\dfrac{m}{M}\)