chap1-les-chimistes-parlent-en

Chap. n°1 Les chimistes parlent ‘en mole’ qui est l’unité de quantité de matière
Ce chapitre est totalement consacré à des révisions de seconde…
… Surtout de chimie (mol. , masse volumique, …) mais aussi de notions vues en physique en seconde comme l’équation
des gaz parfait (qui est très utile pour calculer des quantités de matière en chimie)…
Attention c’est un chapitre dense et stratégique pour la suite…
I- Trois questions préalables :
1) Pourquoi mesurer des ‘quantités de matière’ ?
Les chimistes doivent mesurer en permanence la quantité de diverses espèces chimiques (de polluant dans
l’eau d’une rivière, de glucose dans le sang , de CO2 dans l’atmosphère…).
Parler de TP qu’on fera :
- Détermination de la quantité de sucre dans un soda…
- Détermination de la quantité de cuivre dans une pièce de 10 centimes d’euros
- détermination de concentration d’un sérum physiologique : conséquence si pas bien dosé…pression
osmotique et destruction des cellules…
- détermination de SO2 dans eau de pluie (pluie acide…)
2) Pourquoi les mesurer en moles ?
 Définition : une mole d’atomes, de molécules ou d’ions est un paquet de 6,02.1023 de ces atomes,
molécules ou ions.
1 mole de cuivre : 6,02.1023 atomes de cuivre (Cu)
six cent deux mille milliards de milliards … atomes de cuivre
1 mole d’eau : 6,02.1023 molécules d’eau (H2O)
Une quantité de matière c’est un nombre d’entités (atomes, molécules ou ions) exprimé avec cette nouvelle
unité : la mole.
Le symbole d’une quantité de matière est : n.
Ainsi on écrira par exemple :
n(H2O) = 4,3 moles (ou mol.)
Au quotidien, quand on achète du sucre, on achète une masse de sucre (1 kg…), quand on achète de l’eau en
bouteille on achète un volume d’eau (1,5 L), quand on achète du méthane (gaz de ville) on en achète un
volume (cf. facture GDF)…Pourquoi les chimistes expriment les ‘quantité de matière’ en mole ???
Souvent un chimiste parlera de …moles de saccharose et non d’un kg…
Un chimiste peut être amené à parler de 55 moles d’eau et non de 1 L…(évidemment ils utilisent aussi les kg
et les L…)
Raison profonde ‘à quoi ça sert de parler en moles ???’ :
… la stœchiométrie des équations bilan :
 Quand on connaît une équation de réaction…
CH4 + 2O2  CO2 + 2 H2O (production de CO2 par combustion du gaz de ville)
…il est beaucoup plus utile de savoir qu’on fait réagir tant de moles avec tant de moles que tant de g avec tant
de g de telle espèce…
Raison secondaire : le fait que si les chimistes parlaient en nombres de molécules de saccharose ou de
molécules d’eau ils manipuleraient des nombres peu pratiques…
3) Comment mesurer en mole des quantités de matière d’un solide, d’un liquide , d’un gaz, d’un soluté
en solution… ?

Le problème : les quantités de matière (en moles) ne sont pas accessibles directement. Il n’existe pas de mole-
mètre ! …une machine qui si on posait un échantillon dessus nous dirait qu’il y a X moles de ceci ou cela
dedans…
Alors comment ? …
En mesurant une masse, une concentration, un volume, une pression …qu’on peut mesurer
directement… et on en déduisant par le calcul la quantité de matière (en mol.).
Nous allons voir les différents cas possibles au cours du II-
II- Comment mesurer des quantités de matière ?
1) Vous serez amené à calculer une quantité de matière à partir de la MASSE d’un l’échantillon :
C’est un cas très général : pour un échantillon solide, liquide, gaz.
Masse de l’échantillon (en g)
n = m / M
Quantité de matière (nombre masse molaire de l’entité (en g/mol)
de moles) de l’échantillon
Remarque : le gramme (g) n’est pas l’unité du système international (USI) de masse donc le g/mol n’est pas
l’USI de masse molaire…
Définition :
La masse molaire (de symbole M) d’une espèce chimique est la masse d’une mole d’entités de cette
espèce (unité : g/mol).
On distingue :
- la masse molaire atomique d’un élément : c’est la masse d’une mole d’atomes de cet élément
exemples : M(H) = 1,0 g.mol-1
M(C) = 12,0 g.mol-1
Toutes les masses molaires atomiques sont données dans la classification périodique des éléments.
- la masse molaire moléculaire d’une molécule : c’est la masse d’une mole de cette molécule.
Exemple : M(H2O) masse molaire moléculaire de l’eau
Comment calculer M(CH4) ?
1 molécule de CH4 : 1 atome de C + 4 atomes d’H
1 mole de molécule de CH4 : 1 mole d’atome de C + 4 moles d’atomes d’H
d’où M(CH4) = 4.M(H) + M(C) = ...
Vous êtes désormais capable de calculer n’importe quelle masse molaire moléculaire à partir :
- de la formule brute de la molécule
- des masses molaires atomiques données dans le classification périodique.
Exercice n°1 : A quelle quantité de matière correspond une masse de 1,0 kg d’eau ?
Corriger en insistant sur la rédaction :
M(H2O) = 2.M(H) + M(O) = 18,0 g/mol
n(H2O) = m(H2O) / M(H2O) AN: n(H2O) = 1,0.103 / 18,0 = 56 moles

2) Vous serez amené à calculer la quantité de matière d’un soluté à partir de sa CONCENTRATION :
2) à distribuer
Qu’est-ce qu’une solution ?
Une solution est obtenue par dissolution d’un soluté dans un solvant.
exemples : solution de sulfate de cuivre dans l’eau, solution de diiode dans le cyclohexane.
Remarque : si le solvant est de l’eau, la solution est dite aqueuse.
Exemples :
- une solution de glucose : elle contient des molécules de glucose (de formule brute C6H12O6) au milieu
de molécules d’eau
- une solution aqueuse de sulfate de cuivre : contient des ions (ions cuivre Cu2+ et ions sulfate SO42-) au
milieu des molécules d’eau.
Dans une solution, le soluté peut être des molécules ou des ions.
Notion de concentration molaire:
C’est le rapport de la quantité de matière (en mol.) de soluté dissout sur le volume de la solution.
Elle s’exprime par exemple en mol/L.
Notation :
c(I2) = … signifie ‘la concentration molaire de diiode est égale à…’
Volume de la solution (en L)
Concentration molaire quantité de matière
en mol/L en espèce dissoute (en mol.)
Pour calculer la quantité de matière d’un soluté A contenu dans une solution dont on connaît le volume V et la
concentration en ce soluté c(A) :
n(A) = c(A).V
Rappel : Notion de concentration massique :
C’est le rapport de la masse (en g) de soluté dissout sur le volume de la solution.
Elle s’exprime par exemple en g/L.
Exemple : dire que la concentration en sucre est de 3,2 g/L signifie qu’il y a 3,2 g de sucre dissout par litre de
solution.
cmassique = masse m de soluté dissout / Volume de la solution
en g/L en g en L
d’où m = cm . V
Exercice n°2 :
La concentration d’une solution aqueuse de saccharose est de c = 0,20 mol/L. Quelle est la quantité de
matière de saccharose contenu dans V = 500 mL de solution ?
Corriger en insistant sur la rédaction :
nsaccha = c.V AN : nsaccha = 0,20 . 0,500 = 0,10 mol.
(Formule brute saccharose : C12H22O11 )
c(I2) = n(I2)/V

3) Vous serez amené à calculer une quantité de matière en partant du VOLUME de l’échantillon :
a) Cas d’un échantillon solide ou liquide :
ce qu’on connaît : n = m/M mais on connaît aussi un lien entre masse et volume : m = .V
d’où n = .V/M
Rmq : formule d’ailleurs utilisable pour les gaz …
Exercice n°3:
A quelle quantité de matière correspond un volume de V = 0,25 L d’éthanol (C2H6O) ?
(éthanol) = 0,79 g/mL
Donner l’expression littérale avant de passer à l’application numérique.
néthanol = (éthanol).V / Méthanol AN : néthanol = 0,79.250/46,0 = 4,3 moles
Deux définitions à distribuer…
Deux définitions à connaître !
 Définition de la masse volumique :
La masse volumique d’un liquide, d’un solide, d’un gaz est le rapport de la masse d’un échantillon
de cette matière sur le volume qu’elle occupe.
Elle est symbolisée par la lettre grecque  et son unité est le rapport d’une unité de masse sur une unité de
volume. Exemples : kg/m3 ou kg/L ou g/mL …
(espèce chimique) = masse d’un échantillon de cette espèce / volume de cet échantillon
 Définition de la densité :
La densité d’un liquide ou d’un solide est définie par rapport à l’eau : c’est le rapport de la masse
volumique de cette espèce solide ou liquide sur la masse volumique de l’eau.
A retenir : (eau) = 1,0 kg/L = 1,0 g/mL = 1,0.103 kg/m3
d(espèce chimique) = (espèce chimique) / (eau)
Il faut bien évidemment veiller à ce que les deux  de la formule soient exprimé dans la même unité…
Nous retrouvons donc que la densité d est sans unité.
Exercice n°4:
La densité du cyclohexane (solvant organique que vous avez rencontré en 2de) est d = 0,78.
Donner la masse volumique du cyclohexane  en g/mL puis en kg/L puis en kg/m3 (aucun calcul n’est
exigé).
= d .
eau attention les unités de
seront celles de
eau
(eau) = 1,0 kg/L = 1,0 g/mL = 1,0.103 kg/m3
à savoir : 1 m3 = 1000 L
= 0,78 g/mL = 0,78 kg/L
= 780 kg/m3
b) Cas d’un échantillon gazeux :
 Rappel : équation d’état d’un gaz parfait p . V = n . R . T
R constante des gaz parfait R = 8,31 USI (unité du système international)
A partir du moment où le 8,31 est en USI il faut mettre toute les autres grandeurs de l’équation en USI…
p pression en Pa (pascal)
V volume en m3 (Attention : pas en L !)
n quantité de matière du gaz en mol.
T température en K (Attention pas en °C !) T(en K) = (en °C) + 273

Quelle est l’USI de R ? (à trouver à partir de l’équation…) R = p.V/n.T d’où R= 8,31 Pa.m3.mol-1.K-1
 D’où la première méthode de calcul de la quantité de matière d’un échantillon gazeux :
Rmq: si c’est le volume qui est connu, c’est la pression p qu’il faudra mesurer…
 Rappel : Le volume molaire Vm d’un gaz est le volume occupé par une mole de ce gaz.
Il dépend de la température et de la pression du gaz.
Il ne dépend pas de la nature du gaz.
Ainsi dans les mêmes conditions de T° et de p… Vm(O2) = Vm(CH4) = … = ……… L . mol-1
Exercice n° 5 :
Calculer le Vm d’un gaz dans les conditions suivantes  = 0°C et p = 1,013.105 Pa
V = n.R.T/p or Vm c’est quand n =1 mole
d’où Vm = R.T/p AN : Vm = 8,31.273/1,013.105 = 0,0224 m3/mol soit 22,4 L/mol
 D’où la deuxième méthode de calcul de la quantité de matière d’un échantillon gazeux : parfois on
nous donne le Vm d’un gaz sous certaines conditions de T et de p alors si on connait le volume V de
l’échantillon gazeux :
Vm en L/mol …ce n’est pas l’USI de Vm …
V alors en L
Pour mieux retenir il faut absolument faire le parallèle entre cette formule et la formule n = m/M
Remarque : bien sûr on peut définir le concept de volume molaire pour un liquide ou un solide … mais c’est
beaucoup moins intéressant que pour un gaz car Vm est différent pour chaque espèce chimique…avec qu’avec
un gaz c’est toujours 24 L/mol à 20°C et sous pression atmosphérique…
n = p.V/R.T
n = V/Vm