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L ’ATOME Particule ultime pouvant intervenir dans les phénomènes chimiques Electron chargé négativement Noyau Proton chargé positivement Nucléons Neutron A = Nombre de masse = nombre de protons + nombre de neutrons A Z X Z = Nombre atomique = nombre de protons = nombre d ’électrons L ’ATOME : RESUME électron proton neutron symbole e- p+ n0 charge unitaire -1 +1 0 nombre Z Z A-Z masse (en gr.) 1.10-27 1.10-24 1.10-24 LES ELEMENTS CHIMIQUES A Invariable pour un même élément X Z Le nombre de protons et d’électrons déterminent la nature même de l’atome « Il s’agit d’un atome d’oxygène parce que cet atome contient 8 protons et 8 électrons » Un élément chimique est l’ensemble des atomes qui comportent le même nombre de protons Désignés par un symbole de une ou deux lettres (ex : H pour l'hydrogène, Cu pour le cuivre) le nombre d‘éléments connus actuellement est d'environ 112 Les éléments chimiques comprenant plus de 92 protons ont été créés artificiellement LES ELEMENTS CHIMIQUES Principal élément dans l'Univers : hydrogène (90 %) hélium (10 %) Dans les organismes vivants, 24 éléments paraissent essentiels au maintien de la structure et de la fonction du corps : hydrogène (63 %) oxygène (26 %) carbone (9 %) azote (1 %). Eau (60 %) 99 % des atomes de l’organisme Souffre, phosphore Glucides Lipides Protéines Acides nucléiques LES ELEMENTS CHIMIQUES Les 20 autres éléments chimiques entrent dans la composition de nombreuses molécules indispensables à la vie. Certains sont présents sous forme d’atomes ionisés : - activité électrique de la cellule - transport utilisation de l’énergie chimique. - composition de la matrice extra cellulaire des tissus. D’autres sont présents à l’état de traces (moins de 0,01 % de la totalité des atomes) ou oligo-éléments - rôle essentiel pour la croissance et le fonctionnement de l’organisme. COMMENT SONT CREES LES ELEMENTS CHIMIQUES ? Lors du Big Bang, protons, neutrons et électrons se combinent pour former les atomes simples : - essentiellement hydrogène et hélium - en plus faible quantité, lithium, béryllium et bore Les premières étoiles se forment à partir de cette matière primordiale, essentiellement d'hydrogène Grâce à la fusion nucléaire, la plupart des atomes plus lourds (jusqu'au fer) sont alors créées au sein des étoiles Les atomes plus lourds que le fer seraient créés lors de l'explosion de certaines étoiles, les supernovae Ainsi, la terre ne peut avoir été formée qu'à partir d'atomes qui ont été synthétisés dans des étoiles maintenant mortes La Terre et tout ce qui s'y trouve, en particulier les êtres vivants, sont donc constitués de poussière d'étoiles... Qu'est-ce que l'anti-matière ? Lors du Big Bang, matière et anti-matière sont supposées avoir été créées en quantités égales L’anti-matière est constituée d'anti-particules : Matière ep+ n0 Anti-matière e+ pn0 atomes anti-atomes particules et anti-particules s'annihilent mutuellement en libérant la totalité de leur énergie sous forme de rayonnement Des anti-particules peuvent être produites en laboratoire Il semble qu'il n'y ait nulle part dans l'univers d'anti-matière en quantité importante, pouvant par exemple former des étoiles d'anti-matière Le fait que toute l'anti-matière ait disparu dans l’univers est un phénomène inexpliqué pour l'instant. Qu'est-ce que l'anti-matière ? Lors du Big Bang, matière et anti-matière sont supposées avoir été créées en quantités égales L’anti-matière est constituée d'anti-particules : Matière ep+ n0 Anti-matière e+ pn0 atomes anti-atomes particules et anti-particules s'annihilent mutuellement en libérant la totalité de leur énergie sous forme de rayonnement Des anti-particules peuvent être produites en laboratoire Il semble qu'il n'y ait nulle part dans l'univers d'anti-matière en quantité importante, pouvant par exemple former des étoiles d'anti-matière Le fait que toute l'anti-matière ait disparu dans l’univers est un phénomène inexpliqué pour l'instant. LES ISOTOPES Variable pour un même élément A X Z On appelle isotopes d’un élément chimique, des atomes qui possèdent le même nombre atomique Z, mais des nombre de masse différents, résultant d ’un nombre différent de neutrons Mêmes propriétés chimiques Propriétés physiques quelque peu différentes EXEMPLES D’ISOTOPES Dans la nature, les éléments se trouvent en général sous forme d ’un mélange d ’isotopes La masse atomique figurant dans les tables est la moyenne pondérée des masses atomiques de ces isotopes Exp.: 35,45 17 Cl = 35 17 Cl (75%) + 37 17 Cl (25%) Exp.: l’hydrogène naturel = mélange de 3 isotopes 1 1 H hydrogène léger ou protium 2 1 D deutérium (D) 3 1 T tritium (T) 1 e- 1 e- 1 e1 n0 1 p+ 1H 1 2 n0 1 p+ 2H 1 1 p+ 3H 1 DEUX TYPES D’ISOTOPES Isotopes stables : les atomes demeurent identiques exp.: hydrogène léger, deutérium, chlore 35 et 37 Isotopes instables : le noyau se décompose pour engendrer 1 ou 2 noyaux nouveaux Décomposition = radioactivité Isotopes instables = radio-isotopes CARACTERISTIQUES DE L ’ELEMENT RADIOACTIF - Mode de décomposition du noyau atomique - Période des éléments radioactifs MODES DE DECOMPOSITION DE L’ELEMENT RADIOACTIF - La particule a : 4 2 He 234 92 230 90 U Th 4 2 4 2 He He 230 + 90 226 + 88 Th Ra - La particule b : flux d ’électrons - La particule g : radiation électromagnétique ou photons de haute énergie comparable à la lumière créés spontanément à partir du radium et divers isotopes radioactifs comparable aux rayons X (production artificielle) PERIODE DES ELEMENTS RADIOACTIFS Période = temps de demi-vie (T) = temps nécessaire pour que le pouvoir radioactif d’un élément diminue de moitié t=0 Exp. : t=T t = 2T 131 238 14 60 I : T = 8 jours C : T = 5730 ans U : T = 4,51x109 ans Co : T = +/- 5 ans Isotope 45 du calcium : 45 Ca 20 nombre de protons = 20 nombre d ’électrons = 20 nombre de neutrons = 45 - 20 = 25 Période ou temps de demi-vie = 163 jours Particules émises = particules b = flux d ’électrons UTILISATION DES RAYONNEMENTS EN MEDECINE - Diagnostic à l’aide de traceurs (scintigraphie) - radiothérapie - La radiographie - Le scanner ou tomodensitométrie - La résonance magnétique nucléaire ou R.M.N. LA SCINTIGRAPHIE - Remplacement de certains atomes neutres d’une molécule par des atomes radioactifs traceur - Injection du produit radioactif, qui va se fixer de façon passagère sur certains tissus ou certains organes - Mesure de la radioactivité sur l'organe ou les tissus intéressés scintigraphie - Analyse de cette scintigraphie diagnostic Précautions : Services spécialisés Faibles doses, limitées dans le temps Recueillement des urines par le service SCINTIGRAPHIES LES PLUS USITEES - La scintigraphie thyroïdienne : • Iode131 (rayons g) • Contrôle de la répartition de la fabrication de l'hormone thyroïdienne sur la glande - Le thallium d'effort (Tl201) : • Utilisé en cardiologie pour visualiser l'irrigation du muscle cardiaque - La scintigraphie osseuse : • Identification des zones inflammatoires du squelette (fractures, métastases cancéreuses, arthrose) UTILISATION THERAPEUTIQUE DES RADIOELEMENTS Doses plus élevées que pour la scintigraphie Exp.: iode stockée dans les follicules thyroïdiens sous forme de thyroxine destruction de la tumeur Exp.: irradiation de la moelle osseuse à l’aide de 32P LA RADIOGRAPHIE - Absorption différentielle des rayons X dans la matière - Le rayonnement transmis à travers l'objet est visualisé sur un un film photographique - Les discontinuités se traduisent par des différences de noircissement sur le cliché développé LE SCANNER OU TOMODENSITOMETRIE LA RESONANCE MAGNETIQUE NUCLEAIRE (R.M.N.) Ou I.R.M. pour « Imagerie par Résonance Magnétique » - Dans l'organisme, multitude de petits « aimants atomiques » Le plus courant et le plus réactif: le proton du noyau de l'atome H - Champs magnétique très puissant tous les protons orientés dans la même direction - Excitation des protons par une onde de HF les protons entrent en résonance - Arrêt de l’excitation recueil de l’onde de résonance émise par les protons - Analyse informatique du signal par des méthodes similaires à celles du scanner ACCIDENTS DUS AUX RADIATIONS - Effets somatiques (qui atteignent l’individu lui-même) • Accidents sanguins (hématopoïétiques) • Accidents de l ’œil (cristallin) cataracte • Atteinte de la peau radiodermites, cancers cutanés • Atteinte des gonades azoospermie (absence de spermatozoïdes dans le sperme) suppression des règles ou ménopause précoce artificielle - Effets génétiques (qui atteignent la descendance) ADN : aberrations chromosomiques mutations CHAPITRE 2: CLASSIFICATION PERIODIQUE DES ELEMENTS COUCHES ELECTRONIQUES - Différents orbites, niveaux énergétiques ou couches K, L, M, N, O, P, Q - Etat fondamental de l ’atome : électrons le plus près du noyau niveau d ’énergie le plus bas stabilité maximale - Etat excité, instable : suite à un apport d ’énergie un électron déplacé vers l ’extérieur STRUCTURE ELECTRONIQUE DES 20 PREMIERS ELEMENTS Symboles Z Couches électroniques K L M H He 1 2 1 2 Li Be B C N O F Ne 3 4 5 6 7 8 9 10 2 2 2 2 2 2 2 2 1 2 3 4 5 6 7 8 Na Mg Al Sl P S Cl Ar 11 12 13 14 15 16 17 18 2 2 2 2 2 2 2 2 8 8 8 8 8 8 8 8 1 2 3 4 5 6 7 8 K Ca 19 20 2 2 8 8 8 8 N 1 2 O P Q STRUCTURE ELECTRONIQUE DES ELEMENTS - Tous les éléments d ’une même ligne horizontale (période) auront la même couche remplie • Numéro donné à la période - Tous les éléments d ’une même colonne (famille) ont un même nombre d’électrons périphériques sur la couche la plus externe Électrons de valence •Numéro donné à la famille • variation graduelle (une couche supplémentaire est à chaque fois occupée) REPRESENTATION DES ELEMENTS SELON LEWIS Symboles = noyau + électrons à l’exception de ceux de la couche périphérique Points disposés autour des symboles = électrons de la couche périphérique H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca Électron non apparié Électrons appariés SYMBOLES DE LEWIS Symboles = noyau + électrons à l’exception de ceux de la couche périphérique Points disposés autour des symboles = électrons de la couche périphérique H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca VALENCE DES ELEMENTS Le nombre d’électrons dans la couche électronique externe détermine les propriétés chimiques d’un élément = électrons de valence Dans les réactions chimiques, les atomes s’unissent de façon à réaliser une configuration à 8 électrons de leur couche périphérique, afin d’atteindre une stabilité maximale comme celle des gaz rares = règle de l’octet VALENCE DES PRINCIPAUX IONS Tout atome peut atteindre la structure électronique d ’un gaz rare par perte ou gain d ’électrons ions Colonne Ia: perte d’un électron (Na Na+ + 1 e-) H+, Na+, K+ valence ionique +1 Colonne IIa : perte de 2 électrons (Mg Mg++ + 2 e-) Mg++, Ca++ valence ionique +2 Colonne IIIa : perte de 3 électrons (Al Al+++ + 3 e-) Al+++ valence ionique +3 Colonne VIa : gain de 2 électrons (S S- - - 2 e-) O- -, S- - valence ionique -2 Colonne VIIa : gain d’un électron (Cl Cl - - 1 e-) F -, Cl -, Br -, I - valence ionique -1 VALENCE DES PRINCIPAUX RADICAUX Un radical est un ensemble d ’atomes qui se comportent comme un tout lors d’une réaction chimique • Valence ionique - 1 radical hydroxyle OH - nitrite NO2- nitrate NO3- hydrogénocarbonate HCO3- • Valence ionique + 1 radical ammonium NH4+ • Valence ionique - 2 radical sulfite SO3 - - sulfate SO4 - - carbonate CO3- - VALENCE DES ELEMENTS: FORMATION DE MOLECULES Tout atome peut atteindre la structure électronique d ’un gaz rare en partageant des électrons avec d’autres atomes ou radicaux - Détermination de la formule d’une molécule Sulfure d ’hydrogène H S 1 2 H2S Sulfate d ’hydrogène H 1 SO4 H2SO4 2 VALENCE DES ELEMENTS Le nombre d’électrons dans la couche électronique externe détermine les propriétés chimiques d’un élément = électrons de valence REGLE DE L’OCTET Atomes les plus stables dans la nature : GAZS RARES Ces atomes ont 8 e- (octet) sur leur couche périphérique Létat de stabilité des gazs rares va être recherché par les autres atomes tenter d’obtenir 8 e- sur leur couche périphérique : -soit en perdant des e- (s’ils en ont déjà peu) - soit en gagnant des e- (s’il ne leur en manque que peu) -soit en partageant des e- avec d’autres atomes IONS MOLECULES ELECTRONEGATIVITE L’électronégativité est une mesure de la tendance d’1 atome à attirer vers lui les électrons H He Li Be Na Mg K Ca Rb Sr Cs Ba Fr Ra L’électronégativité augmente dans le sens des flèches F Ne Cl Ar Br Kr I Xe At Rn IONISATION DES ELEMENTS 1. VARIATION DE l’ENERGIE D’IONISATION Energie d’ionisation = énergie qu’il faut fournir à un atome à l’état gazeux pour lui arracher un électron Dépend principalement du rayon atomique : « plus le rayon augmente, plus l’énergie d’ionisation diminue » 1. VARIATION DE l’ENERGIE D’IONISATION L’électronégativité est une mesure de la tendance d’1 atome à attirer vers lui les électrons H He Li Be F Ne Na Mg L’énergie d’ionisation Cl Ar K Ca augmente dans le sens Br Kr Rb Sr des flèches rouges I Xe Cs Ba At Rn Fr Ra 2. VARIATION DU CARACTERE METALLIQUE Les métaux sont des conducteurs électriques Tendance à perdre des électrons Le caractère métallique augmente lorsqu’on se déplace - vers la gauche dans une période - vers le bas dans une famille Règle de Sanderson: un élément est considéré comme un métal si le nombre d’électrons périphériques est < ou = au numéro de la période dans laquelle il se trouve Exercice : Polonium ? Bore ? Aluminium ? 3. FORMATION DES IONS Les éléments métalliques sont des donneurs d’électrons Pour devenir stables tendance à perdre un ou plusieurs électrons - les atomes alcalins (I) : Li+, Na+, K+ - les atomes alcalino-terreux : Be++, Mg++, Ca++, Ba++ Les éléments non métalliques sont des accepteurs d’électrons Pour devenir stables captent 1 ou plusieurs électrons - halogènes (VIIa) : F-, Cl-, Br-, I- famille de l’oxygène (Via) : O-- (ion oxyde), S-- (ion sulfure) VALENCE DES PRINCIPAUX RADICAUX Un radical est un ensemble d ’atomes qui se comportent comme un tout lors d’une réaction chimique • Valence ionique - 1 radical hydroxyle nitrite nitrate hydrogénocarbonate OH NO2NO3HCO3- • Valence ionique + 1 radical ammonium NH4+ • Valence ionique - 2 radical sulfite sulfate carbonate SO3 - SO4 - CO3- - • Valence ionique - 3 radical phosphite phosphate PO3 - - PO4 - - - LES LIAISONS CHIMIQUES Tout atome peut atteindre la structure électronique d’un gaz rare par mise en commun ou échange d’électron(s) avec un autre atome = liaisons chimiques Molécules aux propriétés différentes Plusieurs types de liaisons chimiques : - la liaison covalente - la liaison non covalente . liaison ionique . ponts hydrogènes . Interactions hydrophobes LA LIAISON COVALENTE Un grand nombre de substances sont formées de molécules dans lesquelles les atomes sont très solidement liés La liaison entre les atomes dans ces molécules résulte de la mise en commun d’une paire d’électrons liaison covalente souvent des gaz ou des liquides, ne conduisent pas le courant électrique La liaison covalente s’établit entre des atomes qui retiennent fortement les électrons de leur couche électronique externe et qui, simultanément, ont une grande affinité pour des électrons supplémentaires Les éléments qui s’unissent par liaison covalente sont principalement des non métaux dans la couche externe desquels il ne manque qu’un petit nombre d’électrons pour être semblable au gaz rare suivant REGLES GENERALES ET STRUCTURES DE LEWIS Le fait que deux atomes d’hydrogène s’unissent pour former une molécule d’hydrogène signifie que la molécule est plus stable que les atomes isolés Pour Lewis, la stabilité de la molécule et donc la formation d ’une liaison covalente est la conséquence de la mise en commun d ’une paire d ’électrons; plusieurs représentations peuvent être envisagées : H• + H• H : H H : H H—H Pour Lewis, la paire d ’électrons de liaison forme l ’environnement électronique des 2 atomes d ’hydrogène les 2 atomes ont dans la molécule une configuration électronique stable du gaz rare hélium Molécule de chlore (Cl2) AUTRES EXEMPLES DE COVALENCE NORMALE Lorsque la liaison implique des atomes poly-électroniques, seuls les électrons de la couche externe, les électrons de valence, participent à la liaison : •• : F• + •• : •• F• •• •• :F:F: •• ou IF — FI •• •• — — — — La liaison covalente peut aussi unir des atomes différents et se réaliser par la mise en commun de deux ou trois paires d’électrons : H• •• • Cl : + •• H : Cl : ou •• — •O• — — •N• • + •• • •C• + • — + •N• • •O• — — N — — H — Cl I — O = C = O — N 2 atomes liés apportent chacun 1 ou plusieurs électrons non appariés = covalence normale 2 tendances : - formation d’un octet d’électrons périphériques - appariement d’électrons célibataires COVALENCE SEMI-POLAIRE 2 électrons communs sont apportés par le même atome, cet atome étant le moins électronégatif des deux partenaires L’atome donneur : - 1, 2, 3 doublets électroniques libres - électronégativité pas trop importante Va VIa VIIa •N• • •S• • Cl •P• • • Se • • Br L’atome accepteur : - possibilité de rendre une orbitale vacante - forte électronégativité Oxygène •O• 1s2 2s2 2p4 1s 2s électronégativité 3,5 2p ou O 1s 2s 2p EXEMPLES DE COVALENCES SEMI-POLAIRES Acide hypochloreux H • • O • • Cl Acide chloreux H • • O • • Cl O Acide perchlorique O H• • O • • Cl O O Acide chlorique H• • O • • Cl O O COVALENCE COORDINATIVE 2 électrons sont apportés par l’atome le plus électronégatif L’atome donneur : - 1doublet électronique libre - forte électronégativité L’atome accepteur : - une orbitale vacante - électronégativité plus faible (souvent métaux ou ions métalliques) Exemple : le proton H+ qui se fixe sur le doublet libre de l’azote cation ammonium H HNH H + H+ HNH H + radical ammonium quaternaire Caractère ionique de la liaison covalente Dans une liaison covalente hétéronucléaire, le plus électronégatif des atomes attire vers lui le nuage électronique la liaison covalente est alors dite polaire Si la différence d’électronégativité entre les atomes est suffisamment importante, la déformation du nuage électronique peut aboutir au transfert d’électrons caractérisant la liaison ionique + Liaison covalente pure liaison covalente polaire - liaison ionique Moment dipolaire Le cas de l’HCl Liaison covalente MAIS Cl plus électronégatif que H Cl attire vers lui le nuage électronique sans qu’il y ait un transfert d’e- Cl porte une charge partielle négative H porte une charge partielle positive + la liaison H-Cl est une liaison covalente polaire : + H - Cl LA LIAISON IONIQUE La liaison ionique est un transfert d’électrons impliquant : - la formation d’ions de charges opposées - une attraction électrostatique entre ces ions conduisant à la formation d’une paire d’ions ou d’un réseau cristallin M M+ M +X - X X- ( M+X- )n transfert d’e- paire d’ions cristal Attraction électrostatique Na Cl Na+ Cl(Na+Cl-)n LA LIAISON IONIQUE -Le transfert d’électrons est un processus endothermique et donc défavorisé; -c’est l’attraction électrostatique qui favorise la formation de composés ioniques Pour que la demande énergétique ne soit pas prohibitive, il faut que : - M soit caractérisé par une énergie d’ionisation faible électronégativité faible - X par une électroaffinité électronégativité élevée (différence d’électronégativité > 1,9) M est un métal des groupes I, II, et III ou certains métaux de transition X est un non métal des groupes VII, VI et plus rarement V LE RESEAU CRISTALLIN La molécule d’un composé ionique est une paire d’ions Exemple : le chlorure de sodium ( Na+Cl- ) Elle ne peut exister qu’en phase gazeuse, à très haute température (T ébullition de NaCl = 1413° C) Dans les conditions normales, le chlorure de sodium est un solide Dans le cristal de NaCl, chaque ion s’entoure d’ions de signe opposé Il se forme un réseau cristallin Na+ Cl- Dans le cristal, il n’existe pas de molécule de NaCl; il serait plus exact de dire que tout le cristal forme une molécule géante (Na+Cl-)n PROPRIETES DES COMPOSES IONIQUES - Dans un cristal d’un composé ionique, les forces d’attraction s’exercent entre tous les ions de charge opposée la liaison ionique est omnidirectionnelle - La conductivité électrique des composés ioniques solides est négligeable; Par contre, leur dissolution dans l’eau s’accompagne de la dissociation du corps en ions qui se déplacent indépendamment les uns des autres Sous l’action d’un champs électrique, ils se dirigent vers les électrodes de signe opposé substances électrolytes A l’origine de la cohésion du verre, des céramiques, des roches et des cristaux PONTS D’HYDROGENE L’hydrogène est considéré comme le type de l ’élément monovalent Cependant, un atome d ’hydrogène déjà lié par covalence, peut contacter un second lien avec un atome fortement électronégatif, disposant d ’un doublet non partagé, spécialement l ’oxygène et l ’azote Exemple : molécules d’eau dans l’eau liquide ou solide H — O -------------------- H — O --------------------- H — O H H H INTERACTIONS DE VAN DER WAALS Liaison entre molécules électriquement neutres Liaison de nature peu déterminée Accentue la cohésion au sein de groupes moléculaires INTERACTIONS HYDROPHOBES Rassemblement de groupements hydrophobes fuyant l’eau APPLICATION : STRUCTURE DES PROTEINES MONOMERE H O I II POLYMERE Liaison peptidique H2N — C — C — OH I R R1 Acide aminé R2 R3 R4 Polypeptide H O H O I II I II H2N — C — C — N — C — C — OH I I I R H R Liaison peptidique + H — OH Les structures secondaire et tertiaire d’une protéine résulte : - de diverses liaisons de faible affinité c. Structure tertiaire - de quelques liaisons covalentes (ponts disulfure) Quantification de la matière Molécules et corps composés | Masse Moléculaire | Mole, nombre d’avogadro et concentration molaire Molécules et corps composés Une molécule est formée quand un ou plusieurs atomes sont chimiquement liés Ces atomes peuvent être : - de même nature Exp O2 - de natures différentes corps composés Exp. H2O Un corps composé est une substance pure dont la molécule est la plus petite unité présentant les caractéristiques de ce composé Il est formé par plusieurs types d’atomes, mais a des caractéristiques différentes de chacun de ces atomes Exp. C6H12O6 Masse moléculaire La Masse Moléculaire (MM) est le total des masses atomiques qui composent la molécule Rappel : La masse atomique est la masse moyenne d’un atome d’un élément donné : il prend en compte les différents isotopes de cet élément. L’hydrogène a une masse atomique de 1,008, moyenne des trois isotopes. Masse moléculaire L’eau : H2O 2 atomes d’hydrogène (poids atomique 1) 2x1 = 1 atome d’oxygène (poids atomique 16) 1 x 16 Poids de la molécule d’eau 2 = 16 = _____ 18 Masse moléculaire Le glucose : C6H12O6 6 atomes de carbone (poids atomique 12) 6 x 12 = 12 atomes d’hydrogène (poids atomique 1) 12 x 1 = 12 6 atomes d’oxygène (poids atomique 16) 6 x 16 = 96 _____ 180 Poids de la molécule de glucose 72 = Mole L’unité de mesure d’un atome ou d’une molécule est la mole, poids atomique ou moléculaire exprimé en grammes La millimole (mmol ou millième de mole) Exp. Une mole de glucose, à la masse moléculaire de 180, pèse 180 g. Nombre d’avogadro Une mole de n’importe quelle substance contiendra le même nombre d’atomes ou de molécules, 6,02.1023 connu sous le nom de nombre d’avogadro Le nombre de particules dans une solution est toujours connu Concentration molaire La molarité (M) ou concentration molaire est le nombre de moles de la substance présente dans un litre de solution (mol/l) Exp. le taux de calcium dans le sang varie entre 2,1 et 2,6 mmol/litre
