Chap1 COURS QUANTITE DE MATIERE

Chimie 2nde
Chap.I : Unité de quantité de matière
CHIMIE
PARTIE C
R 01
CHAP ; I UNITÉ DE QUANTITÉ DE MATIÈRE : LA MOLE
SECONDE
I. Notion de quantité de matière
1) Introduction
Lorsque l’on détermine la quantité de divers objets, on les dénombre et on se contente
de donner leur nombre.
Parfois, on groupe ces objets par « lots
- Dans le cas des huîtres ou des œufs, c’est l’usage qui veut qu’on les groupe par
douzaine pour les dénombrer.
- Cela peut aussi être le cas lorsque le nombre est élevé : ainsi on groupe les
feuilles de papier par ramette de 500 feuilles
Les entités chimiques (atomes, ions, molécules) sont toujours en nombre
extrêmement grands. Pour les dénombrer, les chimistes ont l’habitude de les
regrouper par paquets.
La connaissance de la constante d’Avogadro permet de calculer la quantité de matière en
atomes (ou en molécules ou en ions) contenue dans un échantillon dont on connaît le
nombre d’atomes (ou de molécules ou d’ions).
Si N est le nombre d’atomes (sans unité) contenus dans l’échantillon, NA la constante
d’Avogadro (NA = 6,02 . 1023 mol-1) et n la quantité de matière de l’échantillon exprimée
en moles, on a :
N
N=
ou
N=nxN
A
NA
25
Ex : Pour un clou en fer de 5 g : n = 5,3.10 23= 0,01 mol (d’atomes de fer)
6,02.10
•
c) Remarques
D’après la définition de la mole et la valeur de la constante d’Avogadro, on sait
qu’il y a 6,02 . 1023 atomes de carbone dans 12 g de carbone
Exemple : Quel est le nombre d’atomes dans un clou en fer de masse m = 5 g ?
masse d’un nucléon : m = 1,67 . 10 –27 kg
masse d’un atome de fer
56
26
Fe
: mFe = 56 x m = 9,35.10–26 kg
5
nombre d’atomes : N = mclou=
= 5,3.1025 = 53 000 000 000 ...
mFe 9,35.10–26
24 zéros
Ce nombre n’est pas facilement manipulable !
Pour dénombrer des atomes il sera plus pratique de les compter par paquets.
2) Définitions
a) Quantité de matière
12
6 C.
•
On en déduit la masse d’un atome de carbone :
-3
mC = 12 . 10 23≈ 2 . 10–26kg
6,02 . 10
•
Un atome de carbone 12 contient 12 nucléons et la masse d’un nucléon vaut
donc : mn = mC ≈ 1,67 . 10–27 kg. On retrouve bien la valeur connue !
12
Chaque atome de carbone 12 contient 12 nucléons donc une mole d’atomes de carbone
correspond à 12 moles de nucléons. Puisqu’une mole de carbone pèse 12g,
on en déduit qu’une mole de nucléons pèse 1g. (6,02.1023x1,67.10–27≈10-3 kg)
II. La masse molaire
1) Masse molaire atomique
On appelle quantité de matière le nombre d’atomes, de molécules ou d’ions
contenus dans un échantillon donné exprimé en nombre de moles d’atomes, de
molécules ou d’ions.
La masse molaire atomique d’un élément chimique est la masse d’une mole
d’atomes de cet élément.
b) La mole
La mole est une unité de comptage, c’est l’unité dans laquelle s’exprime la quantité de
matière.
La masse molaire atomique se note M et s’exprime souvent en g.mol–1
(même si son unité S.I. est le kg.mol-1.)
Une mole d’entité est un lots d’entités contenant autant d’entités qu’il y a
d’atomes dans 12 grammes de carbone 12 .Cette unité a pour symbole mol.
12g de
12
12
6
6
C renferme donc une mol d’atomes
C
3) La constante d’Avogadro
a) Définition
Grâce à des mesures complexes les chimistes ont pu déterminer la valeur du nombre
d’atomes présents dans 12 grammes de carbone
12
6 C.
La constante d’Avogadro est le nombre d’entités qu’il y a dans une mole d’entités.
Cette constante est notée NA et sa valeur est
⇒
NA = 6,02 . 1023 mol-1
On retiendra :
1 mol d’atomes = 6,02 . 1023 atomes
1 mol de molécules = 6,02 . 1023 molécules
1 mol d’ions = 6,02 . 1023 ions
b) Utilisation
Un atome
A
Z
X
possède A nucléons. Une mole de cet atome correspond donc à A moles
de nucléons.
Comme la masse d’une mole de nucléon vaut 1 g,
la masse d’une mole d’atome
A
Z
X vaut A grammes
Exemples :
1
M( 1 H) = 6,02 . 1023 x matome = 6,02 . 1023 x 1 x mn = 1 g.mol–1
35
M( 17 Cl) = 6,02 . 1023 x matome = 6,02 . 1023 x 35 x mn = 35 g.mol–1
Remarque : A l’état naturel, un mélange d’atomes
est toujours un mélange d’isotopes et la masse
molaire moyenne doit en tenir compte.
Par exemple :
le chlore naturel est un mélange contenant 75%
d’isotopes 35 et 25% d’isotopes 37 donc la masse
molaire moyenne du chlore naturel est
M(Cl) = 75 x 35 + 25 x 37 = 35,5 g.mol–1
100
100
Chimie 2nde
Chap.I : Unité de quantité de matière
C’est pourquoi les masses molaires atomiques des éléments naturels apparaissent dans
la classification avec un nombre décimal
2) Masse molaire moléculaire
La masse molaire moléculaire d’une espèce chimique est la masse d’une mole
de molécules de cette espèce chimique.
La masse molaire moléculaire est égale à la somme des masses molaires
atomiques des atomes constituants la molécule.
–1
Exemples :
M(H2O) = 2 x MH + MO= 2 x 1 + 16 = 18 g.mol
–1
M(C3H6O) = 3MC + 6MH + MO = 36 + 6 + 16 = 58 g.mol
3) Masse molaire d’un composé ionique
La masse d’un atome ou d’un ion est due essentiellement aux nucléons
La masse molaire d’un ion est pratiquement égale à la masse molaire
atomique de l’élément correspondant
Exemple
+
M(Na) = M(Na ) = 22,9 g.mol-1
4) Détermination d’une quantité de matière
Pour faire le lien entre la quantité de matière n et la masse m d’un échantillon composé
d’une espèce chimique de masse molaire M, on utilise la relation :
M=
m
n
ou
n=
m
M
ou
m=nxM
(n en mol ; m en g ; M en g.mol-1)
III. Le volume molaire (Vm)
1) Définition
Le volume molaire d’une espèce chimique est le volume occupé par une mole de
molécules (ou d’atomes) de cette espèce chimique
⇒
Le volume molaire atomique se note Vm et s’exprime souvent en L.mol–1
3
-1
(Même si son unité S.I. est le m .mol ).
Remarques
Le volume molaire dépend de la température et de la pression c’est données doivent être
précisées
Dans le cas des liquides et des solides il diffère selon l’espèce chimique considérée
2) Cas particulier des gaz La loi d’Avogadro-Ampère
Le volume molaire Vm d’un gaz ne dépend pas de la nature du gaz. Par contre, il dépend
beaucoup des conditions de température et de pression.
Loi d’Avogadro-Ampère :
Tous les gaz considérés dans les mêmes conditions de température et de
pression ont le même volume molaire.
Exemples : A la pression atmosphérique moyenne :
Vm = 22,4 L . mol –1 à 0°C
Vm = 24 L . mol –1 à 20°C
3) Détermination d’une quantité de matière (très utile pour les gaz)
Pour faire le lien entre la quantité de matière n et le volume V d’un échantillon composé
d’un gaz de volume molaire Vm, on utilise la relation :
Vm = V
n
ou n = V
Vm
ou
V = n x Vm (n en mol ; V en L ; Vm en L.mol-1)
4) Remarque : le cas des liquides et des solides
Le volume molaire d’un liquide dépend de la nature du liquide ou du solide.
Le volume molaire d’un liquide se calcule à partir de la masse volumique ρ
m
ρ=
V
On peut utiliser les relations suivantes
V= m
ou ..m = ρ x Vm
ρ
Si on prend une mole d’une espèce chimique donnée ;
- son volume est égal à son volume molaire Vm
- sa masse est égale à sa masse molaire M
M
La masse volumique est alors donnée par : ρ =
Vm
Exemple : Pour l’eau MH2O = 18 g.mol–1 et ρH2O = 1,0 g.mL–1
donc Vm(H2O) = M = 18 =18 mL.mol-1
ρ 1,0
IV. Diagramme des relations à connaître