- L'histoire
- Inspirations d'Amedeo Avogadro
- Hypothèse moléculaire
- Cinquante ans plus tard
- La naissance du terme
- De quoi il s'agit et unités
- Atom-gramme et molécule-gramme
- Masses molaires et mole
- Comment le nombre d'Avogadro est calculé
- Des méthodes de mesure plus précises
- Applications
- Exercices résolus
- Exercice 1
- Exercice 2
- Références
Le nombre Avogadro est celui qui indique combien de particules composent une mole de matière. Il est normalement désigné par le symbole N A ou L et a une magnitude extraordinaire: 6,02 · 10 23, écrit en notation scientifique; s'il n'est pas utilisé, il devrait être écrit en entier: 602000000000000000000000.
Pour éviter et faciliter son utilisation, il est pratique de se référer au numéro d'Avogadro qui l'appelle taupe; c'est le nom donné à l'unité correspondant à cette quantité de particules (atomes, protons, neutrons, électrons, etc.). Ainsi, si une douzaine correspond à 12 unités, une taupe englobe N A unités, ce qui simplifie les calculs stoechiométriques.
Le numéro d'Avogadro écrit en notation scientifique. Source: PRHaney
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 · 10 23 unités, laissant la Terre sans ses poumons végétaux dans le processus. Comme cet exemple hypothétique, de nombreux autres abondent, qui permettent un aperçu de la magnificence et de l'applicabilité de ce nombre pour des quantités astronomiques.
Si N A et la taupe font référence à des quantités exorbitantes de quoi que ce soit, quelle est leur utilité en science? Comme dit dès le début: ils vous permettent de «compter» de très petites particules, dont le nombre est incroyablement vaste même dans des quantités de matière négligeables.
La plus petite goutte d'un liquide contient des milliards de particules, ainsi que la quantité la plus risible d'un solide donné pouvant être pesée sur n'importe quelle balance.
Ne pas utiliser la notation scientifique, la taupe vient en appui, ce qui indique dans quelle mesure, plus ou moins, elle est une substance ou un composé de N A. Par exemple, 1 g d'argent correspond à environ 9.10 -3 mole; en d'autres termes, près d'un centième de N A (5,6 · 10 21 atomes d'Ag, environ) «habitent» ce gramme.
L'histoire
Inspirations d'Amedeo Avogadro
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, consacré à l' étude des propriétés des gaz, et inspiré par les travaux de Dalton et Gay-Lussac était pas qui a introduit le N A.
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).
Hypothèse moléculaire
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, m A et une masse de gaz B, m B, m A et m B 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; telle 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 (ρ A / ρ B = M A / M B).
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.
Cinquante ans plus tard
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 suffi aux chimistes pour la considérer 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 en raison du manque de masses atomiques fiables et solides et d'équations chimiques.
La naissance du terme
Ce qu'on appelle le «nombre d'Avogadro» a été introduit par le physicien français Jean Baptiste Perrin, près de cent ans plus tard. Il a déterminé une approximation de N A par diverses méthodes à partir de ses travaux sur le mouvement brownien.
De quoi il s'agit et unités
Atom-gramme et molécule-gramme
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; c'est-à-dire que 12 C pèse 12 u et 1 H pèse 1 u.
Cependant, 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 g 12 C = N ma
Un nombre de 12 atomes C N, multiplié par leur masse atomique, donne une valeur numériquement identique à la masse atomique relative (12 amu). Par conséquent, 12 g de 12 C équivalaient à un atome gramme; 16 g de 16 O, pour un atome gramme d'oxygène; 16 g de CH 4, une molécule gramme de méthane, et ainsi de suite avec d'autres éléments ou composés.
Masses molaires et mole
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 pur 12 (ou 0,012 Kg). Et pendant ce temps, il est devenu noté N N A.
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 d'O 2 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 de O 2 a une masse moléculaire de 32 u. De même, la masse molaire de H est de 1 g / mol: une mole d'atomes de H a une masse de 1 g, et un atome de H a une masse atomique de 1 u.
Comment le nombre d'Avogadro est calculé
Combien coûte une taupe? Quelle est la valeur de N A 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 g 12 C = N A ma
Mais ma a 12 heures.
12 g 12 C = N A 12uma
Si vous savez combien vaut un amu (1667 10-24 g), vous pouvez directement calculer N A:
N A = (12g / 2 · 10 -23 g)
= 5,998 10 23 atomes de 12 C
Ce numéro est-il identique à celui présenté au début de l'article? Non. Alors que les décimales jouent contre, il y a beaucoup de calculs plus précis pour déterminer N A.
Des méthodes de mesure plus précises
Si vous connaissez déjà la définition d'une mole, en particulier une mole d'électrons et la charge électrique qu'ils portent (environ 96500 C / mole), connaissant la charge d'un électron individuel (1602 × 10 -19 C), vous pouvez calculer N A aussi de cette manière:
N A = (96500 C / 1,602 × 10 -19 C)
= 6,0237203 10 23 électrons
Cette valeur semble encore meilleure.
Une autre façon de le calculer consiste à utiliser des techniques de cristallographie aux rayons X, utilisant une sphère de silicium ultra-pur de 1 kg. Pour cela, la formule est utilisée:
N A = n (V u / V m)
Où n est le nombre d'atomes présents dans la cellule unitaire d'un cristal de silicium (n = 8), et V u et V m sont les volumes de l'unité et de la cellule molaire, respectivement. Connaissant les variables du cristal de silicium, le nombre d'Avogadro peut être calculé par cette méthode.
Applications
Le nombre d'Avogadro permet par essence d'exprimer les quantités abyssales de particules élémentaires en grammes simples, qui peuvent être mesurées sur des bilans analytiques ou rudimentaires. Non seulement cela: si une propriété atomique est multipliée par N A, 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).
Exercices résolus
Les calculs dans la section deux exemples d'exercices à l' aide de N ont été adressées à. Ensuite, nous allons procéder à la résolution de deux autres.
Exercice 1
Quelle est la masse d'une molécule de H 2 O?
Si sa masse molaire est connue pour être de 18 g / mol, alors une mole de molécules H 2 O 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:
(18g / mol H 2 O) · (mol H 2 O / 6,02 · 10 23 molécules H 2 O) = 2,99 · 10 -23 g / molécule H 2 O
Autrement dit, une molécule de H 2 O a une masse de 2,99 · 10 -23 g.
Exercice 2
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 / 162,5g) · (6,02 · 10 23 atomes Dy / mol Dy) = 9,63 · 10 22 atomes Dy
Cette valeur est 0,16 fois plus petite que N A (9,63 · 10 22 / 6,02 · 10 23), et par conséquent, ladite pièce a 0,16 mole de dysprosium (elle peut également être calculée avec 26/162, 5).
Références
- Wikipédia. (2019). Constante d'Avogadro. Récupéré de: en.wikipedia.org
- Atteberry Jonathan. (2019). Quel est le numéro d'Avogadro? HowStuffWorks. Récupéré de: science.howstuffworks.com
- Ryan Benoit, Michael Thai, Charlie Wang et Jacob Gomez. (02 mai 2019). La constante de taupe et d'Avogadro. Chimie LibreTexts. Récupéré de: chem.libretexts.org
- Jour de la taupe. (sf). L'histoire du nombre d'Avogadro: 6,02 fois 10 à la 23 e. Récupéré de: moleday.org
- Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (06 janvier 2019). Détermination expérimentale du nombre d'Avogadro. Récupéré de: thinkco.com
- Tomás Germán. (sf). Numéro d'Avogadro. IES Domingo Miral. Récupéré de: iesdmjac.educa.aragon.es
- Joaquín San Frutos Fernández. (sf). Concept de nombre et de taupe d'Avogadro. Récupéré de: encina.pntic.mec.es
- Bernardo Herradón. (3 septembre 2010). Congrès de Karlsruhe: 150 ans. Récupéré de: madrimasd.org
- George M. Bodner. (16 février 2004). Comment le nombre d'Avogadro a-t-il été déterminé? Américain scientifique. Récupéré de: scientificamerican.com