Chim. N° 04

Quantité de matière.

Cours

 

   

 

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.

2)- La mole.

3)- La constante d’Avogadro NA.

II- La masse molaire.

1)- Définition générale.

2)- Masse molaire atomique.

3)- La masse molaire moléculaire.

4)- Masse molaire ionique.

III- Masse molaire et quantité de matière.

1)- Application 1.

2)- application 2.

3)- application 3.

IV- Masse et volume.

1)- Masse volumique et densité d’un corps.

2)- La densité.

3)- Relations entre masse, volume

et quantité de matière.

V- Applications.

1)- QCM :   QCM

2)- Exercices :  Exercices

TP Quantité de matière.

(Quantité de matière)

QCM 01 Questy

QCM sous forme de tableau 01

(Quantité de matière et concentration molaire)

QCM 02 Questy

QCM sous forme de tabeau 02

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.

 

2)- La mole.

-     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 12 g de carbone 12.

-     Si l'on prend une mole d'atomes de carbone 12, la masse correspondante est de 12 g .

-   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 12,00 g de carbone 12.

-   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.

 

II- La masse molaire.

1)- Définition générale.

-     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

 

2)- Masse molaire atomique.

-     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) = 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.

-     Masse molaire atomique de l'élément chlore : M (Cl) = 35,5 g / mol.

-     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 ; H2SO 4 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 (N H3) = 3 M (H) + M (N)

-     M (N H3) ≈ 3 x 1,01 + 1 x 14,0

-     M (N H3) ≈ 17,0 g . mol – 1

4)- 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 : 

-      

-     Masse molaire de l'ion sulfate :

-      

-     Masse molaire de l'ion permanganate :

-      

III- Masse molaire et quantité de matière.

1)- Application 1.

-     Calculer la quantité de matière contenue dans 28,0 g de fer métal.

-     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 56 g de fer métal

-     À 1/2 mole de fer métal correspond environ 28 g de fer métal.

-     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 de un litre d'eau est m1 = 1,00 kg .

-     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 :

-      

IV- Masse et volume.

1)- Masse volumique et densité d’un corps.

a)-  La masse volumique.

 

-     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.

 

2)- La densité.

-     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 . et pour l’eau : m eau= ρ eau . V

-     Conséquence :  

-  On en déduit la relation suivante :

-    

-     La densité est un nombre qui n’a pas d’unité.

-     Masse volumique de l’eau : ρ eau = 1,0 kg / dm3 ou ρ eau = 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

 

V- Applications.

1)- QCM : Pour chaque question, indiquer la (ou les) bonne(s) réponse(s).

(Quantité de matière)

QCM 01 Questy

QCM sous forme de tableau 01

(Quantité de matière et concentration molaire)

QCM 02 Questy

QCM sous forme de tabeau 02

 

 

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.