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Chim. N°04 Atomes, molécules et ions à l'échelle humaine Cours |
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IV- Applications :
exercices 5 ; 7 ; 9 page 306
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Les réactions chimiques
mettent en jeu un grand nombre d'atomes, de molécules ou d'ions.
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Il est donc nécessaire de
définir une unité qui permette d'exprimer les quantités :
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D'atomes
-
De molécules
-
D'ions
-
C'est-à-dire les quantités
de matière à notre échelle.
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Cette
unité s'appelle la mole, de symbole : mol.
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La mole est la réunion d'un
nombre déterminé d'individus (entités) chimiques tous identiques.
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Une quantité de référence a
été choisie arbitrairement.
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Elle est donnée par le
Journal officiel du 23 décembre 1975.
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Définition : La mole est la quantité de matière d'un système contenant autant d'entités élémentaires qu'il y
a d'atomes dans 12 g de carbone 12.
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Entités
élémentaires :
- Elles désignent, les atomes, les molécules, les ions. |
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On peut parler d'une mole
d'atomes de cuivre, d'une mole de molécules de dioxygène, une mole d'ions
sulfate, une mole d'électrons.
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Si l'on
prend une mole d'atomes de carbone 12, la masse correspondante est de 12 g
-
Cette
définition permet de définir le nombre NA
appelé : nombre d'AVOGADRO.
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Une
mole d'atomes de cuivre contient NA
atomes de cuivre.
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Une
mole de molécules de dioxygène contient NA
molécules de dioxygène.
-
Une
mole d'ions sulfate contient NA
d'ions sulfate.
-
Valeur
de NA.
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Des
mesures récentes indiquent qu'il y a 6,022137
x 1023
atomes de carbone dans 12 g de carbone 12.
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On
arrondit cette valeur 6,02 x 1023
-
En
conséquence à chaque fois que l'on regroupe 6,02 x
1023 individus
identiques, on dit que l'on en a une mole.
-
6,02
x 1023
atomes de cuivre donnent une mole d'atomes de cuivre.
-
2
x 6,02 x 1023
atomes de cuivre donnent deux moles d'atomes de
cuivre.
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Conséquence :
-
Il y a
proportionnalité entre le nombre N
d'individus (entités) et la quantité de matière n.
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Nombre
d'individus (entités) :
N
-
Quantité de matière correspondante :
n
N = n. NA
-
Nombre
d'Avogadro :
NA
≈ 6,02 x 1023
mol –1
-
Unités
: NA
en mol–1 ;
n en mol.
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La constante de
proportionnalité est appelée constante d'Avogadro :
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NA
= 6,02 x 1023
mol–1.
-
Cette
constante permet de connaître la quantité de matière présente dans un
échantillon.
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Définition :
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la
masse molaire d'une espèce est la masse d'une mole d'entités de cette
espèce.
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On symbolise la masse molaire
par la lettre M
en majuscule.
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L'unité de masse molaire : g.
mol–1. |
2)-
Détermination des masses molaires.
a)-
La masse molaire atomique.
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La masse molaire atomique
est la masse d'une mole d'atomes de l'espèce considérée.
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Dans la classification
périodique, on donne les masses molaires atomiques des éléments chimiques en
tenant compte des proportions naturelles de ses isotopes.
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Masse
molaire atomique de l'élément carbone : M
(C) = 12,0 g / mol.
-
Masse
molaire atomique de l'élément oxygène : M
(O) = 16,0 g / mol.
-
Masse
molaire atomique de l'élément cuivre : M
(Cu) = 63,5 g / mol.
b)-
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.
c)-
Application :
-
Déterminer la masse molaire moléculaire des espèces suivantes :
H2O
; Cl2
; H2SO4
et NH3.
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Masse molaire de la
molécule d'eau :
-
M
(H2O)
= 2 M (O)
+ M (H)
-
M
(H2O)
≈ 2 x 16,0
+ 1 x 1,0
-
M
(H2O)
≈ 18 g.mol –1
-
Masse molaire du dichlore :
-
M
(Cl2)
= 2 M (Cl2)
-
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 1,0
+ 32,0 + 4 x 16,0
-
M
(H2SO4)
≈ 98 g.mol –1
-
Masse molaire de l'ammoniac
:
-
M
(NH3)
= 3
M (H)
+ M (N)
-
M
(NH3)
≈ 3 x 1,0 + 14
-
M
(NH3)
≈ 17 g.mol –1
d)-
Masse molaire ionique.
-
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 : PO43
–
-
M
(PO43
–) ≈
M (P)
+ 4 x M
(O)
-
M
(PO43
–) ≈ 31 + 4 x 16
-
M
(PO43
–) ≈ 95 g.mol –1
-
Masse molaire de l'ion
sulfate :
-
M
(SO42–)
≈
M
(S) + 4
M (O)
-
M
(SO42–)
≈ 32,0 + 4 x 16,0
-
M
(SO42–)
≈ 96 g.mol –1
III-
Masse et quantité de matière.
-
Calculer la quantité de
matière contenue dans 28,0 g de fer métal.
-
Résolution : le 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
–1 ≈ 56 g.mol –1
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À 1 mole de fer métal
correspond environ 56 g de fer métal
-
À 1/2 mole de fer métal
correspond environ 28 g de fer métal.
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On va utiliser un
formalisme mathématique pour pouvoir résoudre tous les exercices du même type :
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Écriture symbolique :
-
Quantité de matière de l'espèce considérée A
:
nA
en mol
-
Masse
molaire de l'espèce considérée :
M(A)
en g.mol –1
-
Masse
de l'espèce considérée :
mA
en g
-
Relations :
-
-
Quantité de matière de fer
:
-
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Calculer la masse de 0,500
g de soufre
-
Données :
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M
(S) ≈ 32,1 g.mol
–1
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nS
≈ 0,500 mol
-
On
cherche mS.
-
Masse de soufre
correspondante.
-
mS
= nS
.
M
(S)
-
mS
≈ 0,500 x 32,1
-
mS
≈ 16,1 g
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Calculer la quantité de matière d'eau n1
contenue dans un litre d'eau.
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On
donne : la masse d’un litre d'eau est m1
= 1,000 kg.
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M
(H) = 1,01 g.mol
–1 et M
(O) = 16, 0 g.mol
–1
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L'eau a
une structure moléculaire de formule H2O.
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Masse molaire de la
molécule d'eau :
-
M
(H2O)
= 2 M (H)
+ M (O)
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M
(H2O)
≈ 2 x 1,01
+ 16,0
-
M
(H2O)
≈ 18,0 g.mol –1
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Quantité de matière
contenue dans un litre d'eau :
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IV-
Applications : exercices 5 ; 7 ; 9 page 306
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