Chim. N° 04 |
Quantité de matière. Cours |
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Mots clés : Cours de chimie seconde quantité de matière, mole, microscopique, macroscopique, volume, masse molaire, masse molaire atomique, masse molaire moléculaire, masse molaire ionique, Constante d'Avogadro, masse volumique, densité, ... |
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I-
La mole, unité de quantité de matière.
1)-
Changement d’échelle : Du microscopique au macroscopique. |
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Exercices énoncé avec correction a)- Exercice 1 : Utiliser la constante d’Avogadro. b)- Exercice 4 : Calculer des masses molaires moléculaires. c)- Exercice 5 : Calculer les masses molaires ioniques. d)- Exercice 6 : Relier masse et quantité. e)- Exercice 7 : Relier volume et quantité. f)- Exercice 8 : Un antiseptique coloré : l’éosine. g)- Exercice 9 : Quantités et principe actif. h)- Exercice 11 : Exploiter une analyse médicale. |
I- La mole, unité de quantité de matière.
1)- Changement d’échelle : Du microscopique au macroscopique.
- L’échelle de l’infiniment petit, appelée échelle microscopique permet d’étudier les atomes, les molécules et les ions.
- Elle permet de considérer un atome de fer : masse d’un atome :
- m (Fe) ≈ 9,3 x 10 – 23 g.
- À l’échelle humaine (notre échelle), c’est-à-dire l’échelle macroscopique, on considère un morceau de fer de quelques grammes.
- Exemple :
- Si l’on veut réaliser la combustion du fer dans le dioxygène au laboratoire, on peut utiliser un morceau de fil de fer de quelques grammes.
- On ne travaille pas à l’échelle de l’atome.
- On travaille à notre échelle, à l’échelle humaine, l’échelle macroscopique.
- Question :
- quel est le nombre d’atomes de fer contenus dans un échantillon de fer de masse :
- m ≈ 3,5 g ?
- Réponse :
- Nombre d’atomes N de fer contenus dans l’échantillon :
-
.
- Conclusion : Cette valeur est considérable (incommensurable) !!!
- Que représente ce nombre N ?
- ce nombre représente une quantité de matière.
En chimie, la quantité de matière représente un nombre d’entités chimiques, c’est-à-dire, un nombre d’atomes, de molécules ou d’ions. |
- Pour compter un grand nombre d’objets, on les regroupe en paquets.
- Il existe beaucoup d’exemples : les œufs par douzaines, les chaussettes par paires, les rames de papier par 500 feuilles, les bouteilles par six ou douze, …
- Les entités chimiques comme, les atomes, les molécules et les ions, se comptent aussi par paquet.
- On appelle mole un paquet d’entités chimiques.
- La mole est la réunion d'un nombre déterminé d’entités chimiques toutes identiques.
- Une quantité de référence a été choisie arbitrairement.
- Elle est donnée par le Journal officiel du 23 décembre 1975.
- On note : NA le nombre d’entités dans un paquet.
- Un tel paquet porte le nom de mole.
- La mole est une unité de quantité de matière de symbole : mol.
Définition de la mole :
La mole est la quantité de matière d'un système
contenant autant d'entités élémentaires qu'il y a d'atomes dans |
-
Si l'on prend une mole d'atomes de carbone 12, la masse
correspondante est de
- Le paquet comprend NA atomes de carbone 12.
- La détermination de la valeur de NA fut un grand défi pour la science.
3)- La constante d’Avogadro NA.
La constante d'Avogadro NA : Le nombre NA est défini par la relation suivante :
-
- NA ≈ 6,02 x 10 23 mol – 1 |
-
- Par définition, on connaît la masse d’une mole atomes de carbone 12.
- mais, on a longtemps ignoré les valeurs de NA et de la masse d’un atome de carbone 12.
- On doit à Jean Perrin la première détermination de NA en 1923.
- Le nombre NA a été appelé constante d’Avogadro, en hommage à Avogadro, célèbre chimiste et physicien italien (1776 – 1856).
- Le nombre NA représente le nombre d’entités élémentaires par mol, on l’exprime en mol – 1.
-
Des mesures récentes indiquent qu’il y a : 6,022137 x 10
23
atomes de carbone 12 dans
- On arrondit cette valeur.
- On écrit :
- NA ≈ 6,02 x 10 23 mol – 1
- Conséquence : une mole, est un paquet de 6,02 x 10 23 entités chimiques identiques.
- Exemples :
- Une mole d’atomes de fer contient 6,02 x 10 23 atomes de fer.
- Une mole de molécules d’eau contient 6,02 x 10 23 molécules d’eau.
- Une mole d’électrons contient 6,02 x 10 23 électrons
- Une mole d’ions chlorure contient 6,02 x 10 23 ions chlorure.
- La masse molaire d’une espèce chimique est la masse d’une mole de cette espèce chimique.
- On symbolise la masse molaire par M.
- La masse molaire s’exprime en g / mol ou g . mol – 1
- La masse molaire atomique est la masse d'une mole d'atomes de l'espèce considérée.
- Dans la classification périodique, on donne les masses molaires atomiques des éléments chimiques en tenant compte des proportions naturelles de ses isotopes.
-
Masse molaire atomique de l'élément carbone : M (C)
=
-
Masse molaire atomique de l'élément oxygène : M (O)
=
-
Masse molaire atomique de l'élément cuivre : M (Cu)
=
-
Masse molaire atomique de l'élément chlore : M (Cl)
=
- Dans la nature, il y a 75 % de l’isotope 35 et 25 % de l’isotope 37.
3)- La masse molaire moléculaire.
- La masse molaire moléculaire est la masse d'une mole de molécules de l'espèce considérée.
- La masse molaire moléculaire s'obtient en faisant la somme des masses molaires atomiques des atomes qui constituent la molécule.
- Exemples :
- déterminer la masse molaire moléculaire des espèces chimiques suivantes : H2O ; Cl2 ; H2SO4 et NH3.
- Masse molaire de la molécule d'eau :
- M (H2O) = 2 M (H) + M (O)
-
M (H2O) ≈ 2 x
1,01 + 1 x
16,0
- M (H2O) ≈ 18,0 g . mol – 1
- Masse molaire du dichlore :
- M (Cl2) = 2 M (Cl)
-
M (Cl2)
≈ 2 x
35,5
- M (Cl2) ≈ 71,0 g . mol – 1
- Masse molaire de l'acide sulfurique :
-
M (H2SO4)
= 2 M (H) + M (S) + 4 M (O)
-
M (H2SO4)
≈ 2 x
1,01 + 1 x
32,1 + 4 x
16,0
- M (H2SO4) ≈ 98,1 g . mol – 1
- Masse molaire de l'ammoniac :
- M (NH3) = 3 M (H) + M (N)
-
M (NH3)
≈ 3 x
1,01 + 1 x
14,0
- M (NH3) ≈ 17,0 g . mol – 1
- La masse molaire ionique est la masse d'une mole d'ions de l'espèce considérée.
- On peut négliger la masse des électrons devant la masse du noyau d'un atome.
- La masse molaire d'un ion monoatomique est pratiquement égale à celle de l'atome correspondant.
- Exemples :
- M (Na + ) ≈ M (Na) et M (Cl – ) ≈ M (Cl)
- Pour déterminer la masse molaire d'un ion polyatomique, on fait comme pour les molécules.
-
Masse molaire de l'ion phosphate :
-
-
Masse molaire de l'ion sulfate :
-
-
Masse molaire de l'ion permanganate :
-
III- Masse molaire et quantité de matière.
-
Calculer la quantité de matière contenue dans
- Résolution :
- Fe fer métal a une structure atomique, il faut utiliser la masse molaire atomique de l'élément fer
- Dans les tables : M (Fe) ≈ 55,8 g / mol ≈ 56 g / mol.
-
À 1 mole de fer métal correspond environ
-
À 1/2 mole de fer métal correspond environ
- On va utiliser un formalisme mathématique pour pouvoir résoudre tous les exercices du même type :
- Écriture symbolique :
n (A) |
Quantité de matière de l'espèce chimique considérée A en
mol |
M (A) |
Masse molaire de l'espèce chimique considérée en
g / mol |
m (A) |
Masse de l'espèce chimique considérée en g |
Relations : |
ou |
- Quantité de matière de fer :
-
2)- application 2.
- calculer la masse mS de 0,500 mol de soufre
- Données : M (S ) ≈ 32,1 g / mol et nS ≈ 0,500 mol
- On cherche mS.
- Masse de soufre correspondant.
- mS = nS . M (S )
- mS ≈ 0,500 x 32,1
- mS ≈ 16,1 g
3)-
application
3.
- calculer la quantité de matière d'eau n1 contenue dans un litre d'eau.
- On donne
: la masse d'un litre d'eau est m1 =
- L'eau a une structure moléculaire de formule H2 O.
- Masse molaire de la molécule d'eau :
- M (H2O) = 2 M (H) + M (O)
-
M (H2O) ≈ 2 x
1,01 + 1 x
16,0
- M (H2O) ≈ 18,0 g . mol – 1
- Quantité de matière contenue dans un litre d'eau :
-
1)- Masse volumique et densité d’un corps.
- La masse volumique d’une espèce chimique est égale au quotient de sa masse par son volume.
- On écrit :
|
► m : Masse de l'échantillon considéré en kg ► V : Volume occupé par l’échantillon en m3 ► ρ : Masse volumique de l’échantillon en kg / m3 |
- Autres unités : kg / L ou kg / dm3 ; g / cm3 ou g / mL.
- La densité des liquides et des solides se mesure par rapport à l’eau.
- La densité des gaz se mesure par rapport à l’air.
-
- Relation : on écrit :
|
► La densité est un nombre qui s’exprime sans unité. |
- Remarque :
- Connaissant la masse volumique du liquide, on peut utiliser la relation suivante
- Pour le solide ou le liquide : m = ρ . V et pour l’eau : meau= ρeau . V
- Conséquence :
- On en déduit la relation suivante :
-
- La densité est un nombre qui n’a pas d’unité.
- Masse volumique de l’eau : ρeau = 1,0 kg / dm3 ou ρeau = 1,0 g / cm3
- Exemples :
Exemple 1 : L’hexane a une masse volumique égale à 660 kg . m–3 et l’eau liquide a une masse volumique égale à 1000 kg . m–3. Calculer la densité de l’hexane.
Réponse :
Densité
de l’hexane : |
Exemple 2 : Le dichlorométhane a une densité de 1,326. Calculer sa masse volumique en g . cm –3. Donnée : l’eau liquide a une masse volumique égale à 1000 kg . m–3. Réponse : Masse volumique du dichlorométhane : |
Exemple d’étiquette : sur l’étiquette figure les caractéristiques physiques de l’éther.
ETHOXYETHANE
(éther) |
||
900 mL |
PUR |
Réf. 1020E |
(C2H5)2O M = 74,12 g / mol d= 0,71 Teneur min : 99,0 % θeb = 34 ° C Stockage : hors lumière |
F+ Très inflammable |
Extrêmement inflammable. Peut former des peroxydes explosifs. Conserver le récipient dans un endroit bien ventilé. Conserver à l’écart de toute source d’ignition – Ne pas fumer. Ne pas jeter les résidus à l’égout.
Éviter l’accumulation des charges électrostatiques. |
3)- Relations entre masse, volume et quantité de matière.
►
Une autre présentation : Espèce
A
1)- QCM : Pour chaque question, indiquer la (ou les) bonne(s) réponse(s).
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2)- Exercices : Exercices énoncé avec correction
a)- Exercice 1 : Utiliser la constante d’Avogadro.
b)- Exercice 4 : Calculer des masses molaires moléculaires.
c)- Exercice 5 : Calculer les masses molaires ioniques.
d)- Exercice 6 : relier masse et quantité.
e)- Exercice 7 : relier volume et quantité.
f)- Exercice 8 : Un antiseptique coloré : l’éosine.
g)- Exercice 9 quantités et principe actif.
h)- Exercice 11 : exploiter une analyse médicale.
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