Bonjour à tous,
Je ne sais pas si la question a déjà été posée, en tous cas, c'est toujours à peu près la même réponse que j'obtiens.
Je me questionne donc sur l'utilité de la mole, qui permet de comptabiliser des entités chimiques (ions, molécules ou atomes).

C'est bien beau comme cause, mais est-ce que c'est utile ? Pour le peu que j'y ai touché, toutes les grandeurs en moles étaient convertibles en masses. C'était même obligatoire pour pouvoir faire des préparations.
Donc à part nous faire faire des calculs savants sans cesse, quelle est l'utilité concrète des moles ? Pourquoi ce que l'on fait avec (stœchiométrie, par exemple), n'est pas fait directement en comptant avec des masses ?

Il y a quelque chose que je n'ai visiblement pas saisi, sûrement parce que je n'en sais pas assez sur la question.
En tous cas, merci pour votre aide .

Peut-être que c'est pour éviter de se trimbaler avec des puissances de 10 abusivement grandes ? Au passage, un petit détail au cas où : une mole est un nombre de particules, pas une masse.

Tu préfère faire des calculs avec <math>\(20\)</math> moles, ou avec environ <math>\(120.442834 \times 10^{23}\)</math> particules ?

Désolé si je n'ai pas été suffisamment clair, mais ma question porte sur l'utilité des moles. Mais j'ai bien compris ce qu'elle désignent.

Ma question est pourquoi parler en quantités de matière (exprimées en moles) quand on peut parler en masses (exprimées en grammes) ?

Dans <math>\(1\)</math> mole de <math>\(CH_4\)</math>, il y a <math>\(1\)</math> mole de <math>\(C\)</math> et <math>\(4\)</math> moles de <math>\(H\)</math>.

Dans <math>\(10g\)</math> de <math>\(CH_4\)</math>, peux-tu dire de tête les masses respectives de <math>\(C\)</math> et de <math>\(H\)</math> ?

Cette différence est essentielle dans l'écriture de tableau d'avancement.

Si on considère par exemple la réaction <math>\(CH_3COOH + H_2O \leftrightarrows CH_3COO^- + H_3O^+\)</math> , quand une mole de <math>\(CH_3COOH\)</math> et une mole de <math>\(H_2O\)</math> sont consommées, une mole de <math>\(CH_3COO^-\)</math> et une mole de <math>\(H_3O^+\)</math> sont produites. Ce raisonnement est pratiquement impossible à reproduire en utilisant uniquement des masses.

Parce que ce n'est pas la même chose, tout simplement. Dans ce cas, pourquoi en exprimer la grandeur en gramme, quand on peut l'exprimer en volume ? Dans un cas comme dans l'autre, il faut faire un calcul simple pour passer de l'un à l'autre.
Et puis équilibrer une réaction avec des coefficients en gramme, ça doit pas être coton du tout.

Salut !

Bonne question .

Prenons la réaction imaginaire suivante : (la molécule rouge est deux fois plus lourde que la molécule verte). Admettons que tu veuilles faire cette réaction en mélangeant par exemple 5 g de rouge et 5 g de vert. Dans ce cas, tu auras deux fois moins de molécules rouges que de molécules vertes (à cause de leurs masses respectives) ! Tu auras donc gaspillé des molécules vertes qui ne trouveront pas de partenaire rouge pour réagir !

Conclusion : puisque les molécules n'ont pas la même masse, il faut se baser sur le nombre de molécules qu'on mélange pour ne rien gaspiller. Mais il y a un problème au labo : on ne peut pas compter les molécules qu'on met dans notre éprouvette ! C'est pour cette raison qu'on a inventé la mole (=nombre défini de molécules) : elle nous permet de convertir le nombre de molécules (impossible à compter) en masse (possible à compter).

Ainsi tu peux faire des réactions sans rien gaspiller (car il y aura autant de molécules rouges que de vertes si tu prends le même nombre de moles de chacune) et en utilisant une unité de mesure pratique (la masse). Et comme l'a dit mewtow, la mole correspond à un grand nombre de molécules pour qu'il n'y ait pas trop de chiffres à écrire.

J'espère que mon explication n'était pas trop tordue...

A+

Bonjour,

Je signale qu'il y a un tuto assez long sur..."la mole ", rubrique Physique-Chimie .

Je n' ai parcouru qu'en diagonale mais ça part de zéro pour a priori détailler tout ce qui est dit ici

Alors ..."a quoi ca sert que zéros , il se décarcasse!"

@nabucos : Oui, je connais. Je l'ai d'ailleurs déjà parcouru, mais il n'a pas vraiment répondu à mes interrogations.

Citation : rushia

Dans <math>\(1\)</math> mole de <math>\(CH_4\)</math>, il y a <math>\(1\)</math> mole de <math>\(C\)</math> et <math>\(4\)</math> moles de <math>\(H\)</math>.

Dans <math>\(10g\)</math> de <math>\(CH_4\)</math>, peux-tu dire de tête les masses respectives de <math>\(C\)</math> et de <math>\(H\)</math> ?

Non, c'est vrai, je ne peux pas.
Mais qu'est ce que la notation en moles apporte dans un cas pareil, étant donné que le nombre de moles et les nombre de chacun des atomes est le même ?

S'il fallait créer cette molécule à partir d'une réaction, il faudrait de toutes manières convertir en grammes, non ?

Citation : rushia

Si on considère par exemple la réaction <math>\(CH_3COOH + H_2O \leftrightarrows CH_3COO^- + H_3O^+\)</math> , quand une mole de <math>\(CH_3COOH\)</math> et une mole de <math>\(H_2O\)</math> sont consommées, une mole de <math>\(CH_3COO^-\)</math> et une mole de <math>\(H_3O^+\)</math> sont produites. Ce raisonnement est pratiquement impossible à reproduire en utilisant uniquement des masses.

Ça donne lieu à de nombreux calculs supplémentaires, c'est vrai, mais est-ce vraiment impossible ?

Enfin, après avoir lu ton post puis celui de Myoblaster, je crois que la correspondance nombre de molécules/moles n'est pas si innocente que ça.
Je crois même que ce concept que je n'avais pas intégré.

Citation : mathias-m

Salut !

Bonne question .

Prenons la réaction imaginaire suivante : (la molécule rouge est deux fois plus lourde que la molécule verte). Admettons que tu veuilles faire cette réaction en mélangeant par exemple 5 g de rouge et 5 g de vert.

Et si je veux le faire avec 5 mol de vert et 5 mol de rouge, le problème se pose aussi.
Tu vas me dire qu'il donc 2 mol de rouge et 1 mol de vert, mais il va bien falloir passer par des masses, puisque il y aura bien plus d'atomes rouges (plus gros et en plus grande quantité)

Si tu utilises 5 moles de rouge et 5 moles de vert, tu obtiendras 5 moles de la molécule finale et tous les produits auront été consommés.

Pour ta remarque sur mon propre post, ça sera en effet possible en alourdissant beaucoup les calculs, alourdissement qui reviendront surement à utiliser un concept équivalent à la mole sans le dire.
La mole est un outil qui facilite les calculs et le raisonnement, si tu veux t'en passer, tu peux. De la même façon que tu peux te rendre sur la côté d'azur à pied pour y passer tes vacances plutôt qu'en voiture mais c'est moins facile et rapide.

Dans l'état actuel des choses, on prédétermine tout le raisonnement "chimique" en utilisant les moles, car c'est agréable, puis pour arriver à l'état initial calculé, on converti en masse (et encore, pas toujours, on peut utiliser des solutions concentrées ou un gaz) pour pouvoir mesurer ce que l'on fait.

Si dans le réaction <math>\(CH_4 + 2O_2 \rightarrow CO_2 + 2H_2O\)</math> je souhaite savoir combien de <math>\(CH_4\)</math> je dois bruler pour obtenir <math>\(1L\)</math> d'eau, utiliser uniquement la masse dans les calculs sera plus compliqué que de calculer le nombre de mole d'eau correspondant à <math>\(1L\)</math> puis d'en déduire qu'il faudra moitié moins de mole de méthane puis de reconvertir cette quantité en masse (ou de déduire directement le volume de <math>\(CH_4\)</math> nécessaire en utilisant le volume molaire)

Par exemple, pour mon problème, <math>\(1L\)</math> d'eau correspond à <math>\(\frac{1000}{18} = \frac{500}{9}\ mol\)</math> d'eau, il faudra donc <math>\(\frac{500}{18}\ mol\)</math> de <math>\(CH_4\)</math>, soit à <math>\(20\)</math>°<math>\(C\)</math> et à la pression atmosphérique <math>\(\frac{500\times24}{18} \approx 666L\)</math> de méthane (gazeux).
La démarche et le calcul prennent à tout casser dix minutes (temps d'écriture inclus). Je te laisse le soin de faire pareil en utilisant uniquement la masse.

Citation

Citation : mathias-m

Salut !

Bonne question .

Prenons la réaction imaginaire suivante : (la molécule rouge est deux fois plus lourde que la molécule verte). Admettons que tu veuilles faire cette réaction en mélangeant par exemple 5 g de rouge et 5 g de vert.

Et si je veux le faire avec 5 mol de vert et 5 mol de rouge, le problème se pose aussi.
Tu vas me dire qu'il donc 2 mol de rouge et 1 mol de vert, mais il va bien falloir passer par des masses, puisque il y aura bien plus d'atomes rouges (plus gros et en plus grande quantité)

Si ton problème est que tu ne veux jamais entendre parler de moles, c'est foutu ! La mole est absolument indispensable pour faire le lien entre la stoechiométrie et la mesure des quantités au labo. Je pense que les posts précédents sont assez clairs là-dessus (et sans avoir envoyé des tonnes de formules), donc à toi de méditer là-dessus .

Désolé pour cette réponse tardive, je mets le sujet en résolu.
Ce que je n'avais visiblement pas compris, c'est l'analogie évidente moles <=> nombre d'atomes. Je crois que c'est ça qui me posait problème.

Citation : rushia

Si tu utilises 5 moles de rouge et 5 moles de vert, tu obtiendras 5 moles de la molécule finale et tous les produits auront été consommés.

Dans l'exemple de mathias, la molécule obtenue comprenait un atome vert et deux atomes rouges. Ce serait plutôt 2 moles de rouge et 1 mole de vert (ou en tout cas des multiples communs), non ?

Citation : rushia

La mole est un outil qui facilite les calculs et le raisonnement, si tu veux t'en passer, tu peux. De la même façon que tu peux te rendre sur la côté d'azur à pied pour y passer tes vacances plutôt qu'en voiture mais c'est moins facile et rapide.

Ah oui, c'est ce dont je n'étais pas sûr. Je croyais être passé à côté de quelque chose, mais si c'est surtout dans une optique de simplification des calculs, je comprends mieux.

Citation : Yalio

Citation : rushia

Si tu utilises 5 moles de rouge et 5 moles de vert, tu obtiendras 5 moles de la molécule finale et tous les produits auront été consommés.

Dans l'exemple de mathias, la molécule obtenue comprenait un atome vert et deux atomes rouges. Ce serait plutôt 2 moles de rouge et 1 mole de vert (ou en tout cas des multiples communs), non ?

Non justement pas . Il te faut autant de molécules rouges que de molécules vertes, donc autant de moles de rouges que de moles de vertes (analogie moles <=> nombre de molécules).

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Résumons :

Comment choisir les proportions pour ne gaspiller aucun réactif dans cette réaction ?

- possibilité n°1 : 1 mole de rouges + 1 mole de vertes
- possibilité n°2 : 2 g de rouges + 1 g de vertes

Ah oui, pardon !
Il n'y a qu'un seul symbole "+" dans ton équation, donc il n'y a pas deux atomes rouges distincts, mais une molécule composée de deux atomes rouges.
C'est vrai, je comprends mieux, maintenant.

Oui si tu as compris que "mole <=> nombre de molécules" et qu'on équilibre les réactions en nombre de moles pour éviter le gaspillage, ça devrait bientôt être OK.

Étant donné qu'une mole représente toujours le même nombre d'entités, on l'assimiler au nombre d'atomes, n'est-ce pas ?

Par exemple, dans la très simple équation <math>\(C + O_2 \rightarrow CO_2\)</math>, on peut estimer qu'il a réaction avec un seul atome de carbone et une seule molécule de dioxygène.
On peut aussi dire qu'il y a <math>\(N_A\)</math> entités de chaque. Donc une mole de chaque.

Donc il faut une mole de carbone et deux moles d'oxygène (car une molécule de dioxygène compte deux atomes d'oxygène) pour faire une mole de dioxyde de carbone.

Me suis-je trompé quelque part ?

Oui. Une mole = Un certain nombre de molécules. Donc dans ton exemple, 1 mole de C + 1 mole de O2 -> 1 mole de CO2. Et ce sont ces "1" que tu retrouves devant ton équation 1C + 1 O2 -> 1 CO2