Chim. N°04 Atomes, molécules et ions

à l'échelle humaine

Cours

Exercices

 

   


 
 

I- La Mole.

1)- Introduction.

2)- Définition.

3)- La constante d'AVOGADRO.

II- Les masses molaires.

1)- Définition générale.

2)- Détermination des masses molaires.

III- Masse et quantité de matière.

1)- Application 1.

2)- Application 2 :

3)- Application 3 :

IV- Applications :
 exercices 5 ; 7 ; 9 page 306

I- La Mole.

1)- Introduction.

-  Les réactions chimiques mettent en jeu un grand nombre d'atomes, de molécules ou d'ions.

-  Il est donc nécessaire de définir une unité qui permette d'exprimer les quantités :

-  D'atomes

-  De molécules

-  D'ions

-  C'est-à-dire les quantités de matière à notre échelle.

-  Cette unité s'appelle la mole, de symbole : mol.

2)- Définition.

-  La mole est la réunion d'un nombre déterminé d'individus (entités) chimiques tous identiques.

-  Une quantité de référence a été choisie arbitrairement.

-  Elle est donnée par le Journal officiel du 23 décembre 1975.

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.

-  Entités élémentaires :

-  Elles désignent, les atomes, les molécules, les ions.

-  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.

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

3)- La constante d'AVOGADRO.

-  Cette définition permet de définir le nombre NA appelé : nombre d'AVOGADRO.

-  Une mole d'atomes de cuivre contient NA atomes de cuivre.

-  Une mole de molécules de dioxygène contient NA molécules de dioxygène.

-  Une mole d'ions sulfate contient NA d'ions sulfate.

-  Valeur de NA.

-  Des mesures récentes indiquent qu'il y a 6,022137 x 1023 atomes de carbone dans 12 g de carbone 12.

-  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 donne une mole d'atomes de cuivre.

-  2 x 6,02 x 1023 atomes de cuivre donne deux moles d'atomes de cuivre.

-  Conséquence :

-  Il y a proportionnalité entre le nombre N d'individus (entités) et la quantité de matière n.

-  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.

-  La constante de proportionnalité est appelée constante d'Avogadro :

-  NA = 6,02 x 1023 mol–1.

-  Cette constante permet de connaître la quantité de matière présente dans un échantillon.

II- Les masses molaires.

1)- Définition générale.

Définition :

-  la masse molaire d'une espèce est la masse d'une mole d'entités de cette espèce.

-  On symbolise la masse molaire par la lettre M en majuscule.

-  L'unité de masse molaire : g. mol–1.

2)- Détermination des masses molaires.

a)-   La 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.

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.

-  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.

1)- Application 1.

-  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

-  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 :

-  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 :

-         

2)- Application 2 :

-  Calculer la masse de 0,500 g de soufre

-  Données :

-  M (S) ≈ 32,1 g.mol –1

-  nS0,500 mol

-  On cherche mS.

-  Masse de soufre correspondante.

-  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 = 1,000 kg.

-  M (H) = 1,01 g.mol –1 et M (O) = 16, 0 g.mol –1

-  L'eau a une structure moléculaire de formule H2O.

-  Masse molaire de la molécule d'eau :

-  M (H2O) = 2 M (H) + M (O)

-  M (H2O) ≈ 2 x 1,01 + 16,0

-  M (H2O) ≈ 18,0 g.mol –1

-  Quantité de matière contenue dans un litre d'eau :

- 

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