Chapitre 1 : pourquoi et comment mesurer des quantités

Thème : La santé Chapitre 4
Classe de 2de
Masset J. Lycée St François 1 / 3
La quantité de matière & les solutions
Préambule
Soit un atome de fer :
Fe
56
26
.
Calculer sa masse
Calculer le nombre d’atomes de fer dans un échantillon de 10.0g
Cet ordre de grandeur est…………………………………, c’est pourquoi les chimistes ont définit une unité qui permet de
manipuler des nombres moins grand.
1 - La mole
1.1 - Définition
La mole est l’unité de quantité de matière. Une quantité de matière sera notée n
Une mole contient autant d'entités élémentaires qu'il y a d'atomes dans 12 g de carbone
C
12
6
.
Son symbole est mol.
(Une entité élémentaire représente soit des atomes, des ions, des molécules, des électrons…)
1.2 - La constante d’Avogadro
Elle est notée NA et correspond au nombre d’entités élémentaires qu’il y a dans une mole.
NA=6.02.1023 mol-1
On l’utilise pour calculer la quantité de matière d’un échantillon dont on connaît son nombre d’entités élémentaire.
A
N
entitésd'Nbre
n
On peut utiliser cette formule notamment pour calculer la quantité de matière de Fer présent dans l’échantillon de
10g
2 - La masse molaire
2.1 - Définition
 La masse molaire atomique M d’un élément est la masse d'une mole d'atomes de cet élément ; elle
s'exprime en g.mol-1.
Exercice # 14,15 p 86

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Rq 1 : Elle tient compte des proportions des différents isotopes naturels.
Rq 2 : Etant donné que la masse d’un électron est négligeable, la masse molaire pour un ion monoatomique sera
considérée comme équivalente à la masse molaire de l’atome.
 La masse molaire moléculaire est la somme des masses molaires atomique des atomes qui constituent la
molécule.
Ex : Trouver la masse molaire moléculaire de l’eau
Trouver la masse molaire moléculaire du glucose ( C6H12O6 )
2.2 - Calcul de quantité de matière
La masse molaire nous permet de calculer aisément la quantité de matière d’un échantillon à partir de sa masse
On a :
Rq : La connaissance de la masse molaire d’une espèce chimique permet de déterminer la quantité de matière par une
simple pesée.
Ex : Calculer la quantité de matière de 10,0g de fer à l’aide de cette formule
3 – Les solutions
3.1 - Définition
Une solution est un liquide obtenue par dissolution d’une espèce chimique, appelé le soluté, dans un solvant.
Rq 1 : Si le solvant utilisé est de l’eau alors on obtient une solution aqueuse.
Rq 2 : Si le soluté est une molécule alors la solution est dite .
Si le soluté est un ion alors la solution est dite .
n : quantité de matière (mol)
m : masse de l’échantillon (g)
M : masse molaire atomique ou moléculaire (g.mol-1)
Exercice # 17, 18 p86
M
m
n

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3.2 – Etat physique
Il existe trois états physiques pour la matière :
On va donc indiquer entre parenthèses l’état physique de chaque espèce. Ex : C6H12O6 (s) ; C2H6 (l) ; O2 (g)
Après une dissolution, si le solvant est l’eau alors la solution est . La formule des espèces chimiques
sera alors suivie de (aq).
Ex 1 : Le glucose est un solide de formule :
Une fois le glucose dissout on obtient une solution aqueuse de glucose qu’on note :
Ex 2 : Le chlorure de sodium est un solide de formule :
Une fois dissout on obtient une solution ionique de dont la formule est ( )
Rq : Une solution ionique est toujours électriquement neutre (tout comme le composé dissous l’était)
3.3 – La concentration
La concentration est une grandeur qui permet de comparer des quantités d’espèces chimiques présentes dans une
solution.
Rq : Une solution doit être homogène pour pouvoir parler de concentration. Il sera donc impératif d’agiter une solution
lors de sa préparation.
3.3.1 – La concentration massique
Elle représente la masse de soluté par unité de volume. On la note Cm
Par suite, la masse d’un échantillon à prélever est donnée par : m =
3.3.2 – La concentration molaire
Elle représente la quantité de matière par unité de volume. On la note C
Par suite, la masse d’un échantillon à prélever est donnée par : m =
V
m
Cm
m:
V :
Cm :
V
n
C
n:
V :
C :
Exercice # 19,22,35,37 p 86