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