NOTIONS MOLAIRES

-notions molaires

Les GRANDEURS MOLECULAIRES (en abrégé MOLAIRES)

sont celles qui se rapportent à un paquet de molécules

Quand le paquet de molécules est énorme, on est dans la zone macroscopique

Quand il n'y a pas trop de molécules, on est dans une zone mésoscopique

S'il y en a très peu, on est dans la zone microscopique

Ce paquet de molécules est nommé quantité de matière , notion informelle symbolisée N, dont l'unité est la mole ou molécule-gramme (en abrégé "mol")

La mole est définie comme la quantité de matière constitutive de 12 grammes de Carbone 12C, dans laquelle on prétend qu'il existe exactement 6,022.1023atomes, nombre qui est dit nombre d’Avogadro (NA)

DENSITÉ MOLAIRE VOLUMIQUE

C'est une quantité de matière (q) répartie dans un certain volume (V)

Equation aux dimensions structurelles :  N.L -3       Symbole : B'      

Unité S.I.+ : mol/m3

B'(mol/m3) = q(mol) / V(m3)



MASSE MOL(ÉCUL)AIRE

Une molécule comporte un certain nombre d’atomes, donc la masse moléculaire (mm) a la même définition que la masse atomique, mais généralisée à un ensemble d’atomes (composant une molécule) Synonyme = masse molaire

C'est la masse unitaire d'un corps, comparée à la (quantité de matière unitaire) qu'elle comporte

Dimension de la masse atomique  M.N-1      Symbole m'm      

Unité S.I.+ kg/mol et unité d'usage : le gramme par mole (g/mol) 1000 fois plus petite que le kg/mol

-définition de la masse molaire

mm = nf .A.u.NA

où mm (kg/mol) = masse molaire d'un corps

nf est l’atomicité (nombre, égal à 2, 3....n, si les molécules sont bi, tri...polyatomiques)

u(kg)= masse moyenne d’1 nucléon avec son cortège (1,660.10-27 kg)

NA = constante d’Avogadro (6,022.1023 part/mol)

A est la somme des nombre de masse (donc de nucléons) des composants de la molécule

-molécule-gramme

C'est le nom donné à la masse molaire quand l'unité est le gramme par mole (unité d'usage pratique qui est 1000 fois plus faible que le kilogramme par mole, unité S.I.+)

m'm = nf .A(g/mol)

où m'm (g/mol) est la molécule-gramme, nf l'atomicité et A la somme des nombres de masse de la molécule

-pour les corps composés, la masse molaire est la somme des (m’m)i composantes

Par exemple:

m’m de NH3 = m’m de N(soit 14) + 3 m’m de H(soit 3x1) = 17 g/mol

Pour les mélanges de corps, la masse molaire est la somme des pourcentages des composants

Par exemple: m’m de l’air = 78% de N²(soit 21,84) + 21% de O²(soit 6,72) + 1% de gaz rares(soit 0,40) = 28,96 g/mol

-relations entre la masse molaire et des grandeurs voisines

Relation avec la masse atomique m’a

pour les corps simples m’m= m’a x nf    nf est l’atomicité (nombre d’atomes par molécule)

pour les corps composés: m’m est la somme des masses atomiques des atomes composants

Relation avec le volume moléculaire

m’m = Vm.ρ'

avec Vm(m3/mol)= volume moléculaire d’un corps

m’m(kg/mol)= masse moléculaire du corps

ρ'(kg/m3)= masse volumique du corps

Pour un gaz (c'est la relation d'Avogadro-Ampère) >> m’m= ρ'a.Vm / d   où m’m(kg/mol)= masse moléculaire du gaz, d est la densité du gaz par rapport à l’air, ρ'a(kg/ l) la masse volumique de l’air

et Vm(m3/mol)= volume moléculaire du gaz

En valeur numérique, on a pratiquement m’m# 29d

Nota : 1 mm3 d’air contient 2,7.1016 molécules (donc 1m3 en contient 2,7.1025)



-valeurs de quelques masses molaires exprimées en grammes / mole et arrondies

Gaz >> hydrogène(2)--ammoniac(17)--vapeur d'eau(18)--acétylène(26)--azote(28)--air(29)--oxygène(32)-- O²(44)--propane(44)-- chlore(71)

Liquides >> eau(16)—H²SO4(98)--mercure(200)

Solides >>de 7(lithium) à 238(U) pour les corps simples et jusqu’à 350 pour les corps composés



POIDS MOLÉCULAIRE

Il s'agit d'une terminologie archaïque, datant de l'époque ou l'on confondait abusivement poids et masse



VOLUME MOLECULAIRE

Le volume moléculaire (V*) est le volume occupé (à température et pression normales) par la mole d’un corps

Synonymes : volume molaire ou volume spécifique

Equation aux dimensions  : L 3.N-1        Symbole V*       

Unité S.I.+ le m3 /mol.

Unité pratique : le litre/mol (qui vaut 10-3 m3 /mol).

 

-relation entre volume et masse moléculaires

V* = m’m / ρ'

où V* (l/mol)= volume moléculaire d’un corps

m’m(kg/mol)= masse moléculaire du corps

ρ'(kg/l)= sa masse volumique

Pour un gaz  V* = m’m  / d.ρ' a

où d (nombre)= densité du gaz par rapport à l’air

ρ'a (kg/ l)= masse volumique de l’air

 

-volume moléculaire d’un gaz parfait

V* = NA / NL

avec V*(m3/mol)= volume molaire de gaz parfait. Il est égal à 22,4.10-3 m3/mol (soit 22,4 litres/mole)

NA = constante d’Avogadro (6,02214.1023 atomes/mole)

NL = NOMBRE de Loschmidt (2,686754.1025 m-3 )

 

-volume moléculaire d’un gaz réel

Le nombre de Loschmidt est fonction de la masse volumique, donc le volume molaire des gaz réels diffère un peu de celui des gaz parfaits

(qui est de 22,4 l /mol  ce qui est le cas de O² ou H² ou N², qui sont sensiblement parfaits)

Mais on a par exemple V* = 22,08 l/mol (pour l'ammoniac) ou 22,88 l/mol (pour le monochlorométhane)

 

REFRACTIVITE MOLAIRE

C'est M = K.NA / V   ou M = r'.NA / m

M a pour dimension L-3.N-1 (en m-3-mol-1)

Loi de Gladstone-Dale    M = R.R*.ρ'.T. NA (n*² -1) / 3p

avec M(m-3 /mol) = réfractivité molaire et R(m-3 ) la réfractivité simple

NA(1/mol)= constante d'Avogadro

R*(J/K)= constante des gaz parfaits

T(K)= température absolue

p(Pa)= pression

ρ'(kg/m3)= masse volumique

n*(nombre) = indice de réfraction

Valeurs pratiques de M >>> Fréon(0,21)--Air(0,23)—C²H²(0,52)—H²(1,56)

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