le Numéro d'Avogadro C'est celui qui indique combien de particules composent une mole de matière. Il est normalement désigné par le symbole NÀ ou L, et a une magnitude extraordinaire: 6,02 · 102. 3, écrit en notation scientifique; s'il n'est pas utilisé, il faudrait l'écrire en entier: 602000000000000000000000.
Pour éviter et faciliter son utilisation, il est pratique de se référer au numéro d'Avogadro en l'appelant une taupe; c'est le nom donné à l'unité correspondant à une telle quantité de particules (atomes, protons, neutrons, électrons, etc.). Ainsi, si une douzaine correspond à 12 unités, une mole englobe NÀ unités, simplifiant les calculs stœchiométriques.
Mathématiquement, le nombre d'Avogadro n'est peut-être pas le plus grand de tous; mais en dehors du domaine de la science, l'utiliser pour indiquer la quantité d'un objet dépasserait les limites de l'imagination humaine.
Par exemple, une mole de crayons impliquerait la fabrication de 6,02 · 102. 3 unités, laissant la Terre sans ses poumons végétaux dans la tentative. Comme cet exemple hypothétique, beaucoup d'autres abondent, ce qui nous permet d'entrevoir la magnificence et l'applicabilité de ce nombre pour des quantités astronomiques.
SansÀ et la taupe fait allusion à des quantités exorbitantes de quoi que ce soit, à quoi servent-elles en science? Comme indiqué dès le début: ils vous permettent de «compter» de très petites particules, dont le nombre est incroyablement vaste même dans des quantités négligeables de matière..
La plus petite goutte d'un liquide contient des milliards de particules, ainsi que la quantité la plus ridicule d'un solide donné pouvant être pesée sur n'importe quelle balance..
Afin de ne pas recourir à des notations scientifiques, la taupe vient à l'aide, indiquant combien, plus ou moins, vous avez d'une substance ou d'un composé par rapport à NÀ. Par exemple, 1 g d'argent correspond à environ 9 · 10-3 Môle; En d'autres termes, ce gramme «habite» près d'un centième de NÀ (5,6 10vingt-et-un Atomes d'Ag, environ).
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Certaines personnes croient que le nombre d'Avogadro était une constante déterminée par Lorenzo Romano Amedeo Carlo Avogadro de Quaregna et Cerreto, mieux connu sous le nom d'Amedeo Avogadro; Cependant, ce scientifique-avocat, dédié à l'étude des propriétés des gaz, et inspiré par les travaux de Dalton et Gay-Lussac, n'est pas celui qui a introduit le NÀ.
De Dalton, Amadeo Avogadro a appris que les masses de gaz se combinent ou réagissent dans des proportions constantes. Par exemple, une masse d'hydrogène réagit complètement avec une masse huit fois plus grande d'oxygène; lorsque cette proportion n'était pas remplie, l'un des deux gaz restait en excès.
De Gay-Lussac, en revanche, il apprend que les volumes de gaz réagissent dans une relation fixe. Ainsi, deux volumes d'hydrogène réagissent avec l'un d'oxygène pour produire deux volumes d'eau (sous forme de vapeur, compte tenu des températures élevées générées).
En 1811, Avogadro a condensé ses idées pour formuler son hypothèse moléculaire, dans laquelle il expliquait que la distance qui sépare les molécules gazeuses est constante tant que la pression et la température ne changent pas. Cette distance définit alors le volume qu'un gaz peut occuper dans un conteneur à barrières extensibles (un ballon par exemple).
Ainsi, étant donné une masse de gaz A, mÀ, et une masse de gaz B, mB, mÀ et MB ils auront le même volume dans des conditions normales (T = 0 ° C et P = 1 atm) si les deux gaz parfaits ont le même nombre de molécules; c'était l'hypothèse, aujourd'hui loi, d'Avogadro.
De ses observations, il a également déduit que la relation entre les densités des gaz, encore A et B, est la même que celle de leurs masses moléculaires relatives (ρÀ/ ρB = MÀ/ MB).
Son plus grand succès a été d'introduire le terme «molécule» tel qu'il est connu aujourd'hui. Avogadro a traité l'hydrogène, l'oxygène et l'eau comme des molécules et non comme des atomes.
L'idée de ses molécules diatomiques rencontra une forte résistance chez les chimistes au XIXe siècle. Bien qu'Amadeo Avogadro ait enseigné la physique à l'Université de Turin, son travail n'a pas été très bien accepté et, sous l'ombre des expériences et des observations de chimistes plus renommés, son hypothèse a été enterrée pendant cinquante ans..
Même la contribution du scientifique bien connu André Ampère, qui a soutenu l'hypothèse d'Avogadro, n'a pas été suffisante pour que les chimistes l'examinent sérieusement.
Ce n'est qu'au Congrès de Karlsruhe, en Allemagne, en 1860, que le jeune chimiste italien, Stanislao Cannizzaro, a sauvé le travail d'Avogadro en réponse au chaos dû au manque de masses atomiques et d'équations chimiques fiables et solides..
Ce que l'on appelle le «numéro d'Avogadro» a été introduit par le physicien français Jean Baptiste Perrin, près de cent ans plus tard. Il a déterminé une approximation de NÀ à travers différentes méthodes de son travail sur le mouvement brownien.
Le nombre d'Avogadro et la taupe sont liés; cependant, le second existait avant le premier.
Connaissant les masses relatives des atomes, l'unité de masse atomique (amu) a été introduite comme un douzième d'un atome d'isotope de carbone 12; à peu près la masse d'un proton ou d'un neutron. De cette manière, le carbone était connu pour être douze fois plus lourd que l'hydrogène; ce qui équivaut à dire, 12C pèse 12u, et 1H pèse 1 u.
Cependant, à combien de masse un um est-il vraiment égal? Aussi, comment serait-il possible de mesurer la masse de ces petites particules? Puis vint l'idée de l'atome-gramme et de la molécule-gramme, qui furent plus tard remplacés par la mole. Ces unités reliaient commodément le gramme à l'amu comme suit:
12 grammes 12C = N ma
Un certain nombre de N atomes de 12C, multiplié par sa masse atomique, donne une valeur numériquement identique à la masse atomique relative (12 amu). Par conséquent, 12 g de 12C était égal à un atome gramme; 16 g de 16Ou, à un atome-gramme d'oxygène; 16 g CH4, une molécule-gramme pour le méthane, et ainsi de suite avec d'autres éléments ou composés.
L'atome-gramme et la molécule-gramme, plutôt que les unités, se composaient des masses molaires des atomes et des molécules, respectivement..
Ainsi, la définition d'une mole devient: l'unité désignée pour le nombre d'atomes présents dans 12 g de carbone-12 pur (soit 0,012 Kg). Et pour sa part, N s'est avéré être noté NÀ.
Ainsi, le nombre d'Avogadro se compose formellement du nombre d'atomes qui composent ces 12 g de carbone 12; et son unité est la mole et ses dérivés (kmol, mmol, lb-mole, etc.).
Les masses molaires sont des masses moléculaires (ou atomiques) exprimées en fonction des moles.
Par exemple, la masse molaire de Odeux est de 32 g / mol; c'est-à-dire qu'une mole de molécules d'oxygène a une masse de 32 g et une molécule d'Odeux il a une masse moléculaire de 32 u. De même, la masse molaire de H est 1g / mol: une mole d'atomes H a une masse de 1 g, et un atome H a une masse atomique de 1 u.
Combien coûte une taupe? Quelle est la valeur de NÀ pour que les masses atomiques et moléculaires aient la même valeur numérique que les masses molaires? Pour le savoir, l'équation suivante doit être résolue:
12 grammes 12C = NÀMa
Mais ma a 12 ans.
12 grammes 12C = NÀ12uma
Si l'on sait combien vaut un amu (1667 10-24 g), vous pouvez directement calculer NÀ:
NÀ = (12g / 2 10-2. 3g)
= 5 998 102. 3 atomes de 12C
Ce numéro est-il identique à celui présenté au début de l'article? Non. Bien que les nombres décimaux fonctionnent les uns contre les autres, il existe des calculs beaucoup plus précis pour déterminer NÀ.
Si la définition d'une mole est préalablement connue, notamment une mole d'électrons et la charge électrique qu'ils portent (environ 96500 C / mol), connaissant la charge d'un électron individuel (1,602 × 10−19C), vous pouvez calculer NÀ aussi de cette manière:
NÀ = (96500 C / 1,602 × 10−19C)
= 6,0237203 102. 3 électrons
Cette valeur semble encore meilleure.
Une autre façon de le calculer consiste en des techniques de cristallographie aux rayons X, utilisant une sphère de silicium ultra-pur de 1 kg. Pour cela, la formule est utilisée:
NÀ = n(Vou alors/ Vm)
Où n est le nombre d'atomes présents dans la maille élémentaire d'un cristal de silicium (n= 8) et Vou alors et Vm sont les volumes unitaires et molaires, respectivement. Connaissant les variables du cristal de silicium, le nombre d'Avogadro peut être calculé par cette méthode.
Le nombre d'Avogadro permet par essence d'exprimer les quantités abyssales de particules élémentaires en grammes simples, qui peuvent être mesurées dans des bilans analytiques ou rudimentaires. Pas seulement ceci: si une propriété atomique est multipliée par NÀ, sa manifestation sera obtenue à des échelles macroscopiques, visibles dans le monde et à l'œil nu.
Par conséquent, et à juste titre, on dit que ce nombre fonctionne comme un pont entre le microscopique et le macroscopique. On la retrouve souvent notamment en physicochimie, lorsqu'on tente de lier le comportement de molécules ou d'ions à celui de leurs phases physiques (liquide, gaz ou solide).
Dans la section calculs, deux exemples d'exercices ont été abordés en utilisant NÀ. Ensuite, nous allons procéder à la résolution de deux autres.
Quelle est la masse d'une molécule de HdeuxOU ALORS?
Si sa masse molaire est connue pour être de 18 g / mol, alors une mole de molécules HdeuxOu il a une masse de 18 grammes; mais la question se réfère à une molécule individuelle, seule. Pour calculer ensuite sa masse, les facteurs de conversion sont utilisés:
(18 g / mol HdeuxO) · (mol HdeuxO / 6.02 102. 3 Molécules HdeuxO) = 2,99 · 10-2. 3 g / molécule HdeuxOU ALORS
Autrement dit, une molécule de HdeuxOu il a une masse de 2,99 · 10-2. 3 g.
Combien d'atomes de dysprosium métal (Dy) contiendront un morceau de celui-ci dont la masse est de 26 g?
La masse atomique du dysprosium est de 162,5 u, soit 162,5 g / mol en utilisant le nombre d'Avogadro. Encore une fois, nous procédons avec les facteurs de conversion:
(26 g) · (mol Dy / 162,5 g) · (6,02 · 102. 3 atomes Dy / mol Dy) = 9,63 · 1022 Atomes Dy
Cette valeur est 0,16 fois plus petite que NÀ (9,63 · 1022/ 6.02 102. 3), et donc, ladite pièce a 0,16 mole de dysprosium (pouvant également calculer avec 26 / 162,5).
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