la chimie quantitative - théorie - 2OS

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A) Vocabulaire à maîtriser après ce chapitre
La mole
nombre d’Avogadro masse molaire atomique volume molaire
masse molaire moléculaire mole C.N.T.P.
Pascal bar torr
mmHg atm expansibilité
fluidité compressibilité dilatabilité
baromètre fluide gaz parfait
Les concentrations
solution solvant soluté
pourcentage massique pourcentage volumique concentration
concentration molaire molarité titre
concentration massique dilution dosage
dosage volumétrique indicateur
B) Les compétences à acquérir au cours de ce chapitre
A la fin de ce chapitre vous devrez être capable de
La mole
• Reconnaître, citer l’unité et nommer le nombre d’Avogadro.
• Expliquer ce qu’est la mole et savoir utiliser cette unité.
• Calculer la masse molaire des molécules à l’aide des masses atomiques contenues
dans le tableau périodique.
• Convertir des masses en moles, et vice-versa, à l’aide de la masse molaire.
• Convertir des moles en nombre d’atomes et vice-versa, à l’aide du nombre
d’Avogadro.
• Citer les CNTP.
• Déterminer le volume d’un gaz au CNTP, à l’aide du volume molaire depuis son
nombre de moles et vice-versa.
• Convertir une pression de Pascal, en bar, en Torr, en atm, en mmHg et vice-versa.
• Convertir les degrés Celsius en degrés Kelvin et vice-versa.
• Utiliser la loi des gaz parfait pour trouver la valeur d’une des données qui serait
inconnue dans la loi.

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La chimie quantitative – 2OS
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• Trouver le nombre de moles, la masse ou encore le volume des différents
composés d’une équation chimique à partir de la masse, du nombre de mole ou du
volume d’une molécule apparaissant dans une équation chimique.
La chimie quantitative des solutions
• Déterminer, d’après l’énoncé du problème, si une solution est utilisée pour
l’expérience.
• Déterminer, si une solution est utilisée, quels composés sont le solvant et le soluté.
• Déterminer le pourcentage massique ou volumique d’un soluté ou d’un solvant, à
partir du nombre de moles ou de la masse du soluté ou le nombre de moles ou de
masse du solvant et vice-versa.
• Déterminer, en connaissant le pourcentage massique de la solution, la masse du
solvant et/ou du soluté et vice-versa.
• Déterminer, en connaissant le pourcentage volumique de la solution, le volume du
solvant et/ou du soluté et vice-versa.
• Déterminer le titre et/ou la molarité d’une solution, à partir du nombre de moles ou
de la masse du soluté et vice-versa.
• Convertir une molarité en titre et vice-versa.
• Déterminer le nombre de moles et/ou de molécules de soluté, dans un volume
donné de solution, à partir du titre ou de la molarité et vice-versa.
• Déterminer la concentration d’une solution après dilution et vice-versa.
• Déterminer le volume de solution ‘’concentrée’’, utilisé et/ou le nombre de moles
utilisé pour préparer une solution diluée à partir d’une solution plus concentrée et
vice-versa.
• Déterminer le volume, le nombre de moles, la masse ou encore la concentration
d’un soluté utilisé dans un dosage en connaissant soit l’équation de la réaction soit
la concentration, soit la masse, soit le nombre de mole de la substance à doser et
vice-versa.
Amédéo Avogadro (Amedeo di Quaregna, comte), chimiste italien (Turin 1776 - id. 1856),
auteur de l'hypothèse selon laquelle il y a le même nombre de molécules dans des volumes
égaux de gaz différents à la même température et à la même pression. (Larousse)
1.1 Introduction
1.1.1 La mole et le nombre d’avogadro
Parce que les atomes et les molécules sont de très petite taille, un échantillon de matière,
même très petit, contient un nombre énorme d'atomes ou de molécules. Par exemple 1
cm
3
de cuivre contient environ 8,4·10
22
atomes de cuivre. Soit environ 84'000 milliards de
milliards d'atomes de cuivre. Le chimiste travaillant, pour des raisons pratiques avec des

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La chimie quantitative – 2OS
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échantillon de l’ordre du gramme, il manipule continuellement de très grandes quantités
d’atomes ou de molécules.
Ainsi, en étudiant différents échantillons de matière, on a constaté que si on prend
- 12 g de carbone-12
- ou 14 g de carbone-14
- ou 30.9716 g de phosphore etc.,
les échantillons contiennent tous 6,02·10
23
atomes.
Autrement dit, un échantillon dont la masse (en gramme) à la même valeur que la masse
atomique de l’élément composant l’échantillon, contient toujours 6,02·10
23
atomes.
Cette constance a permis, aux chimistes, de créer une nouvelle unité de quantité de
matière appelée la mole. Une mole correspond à un ensemble de 6,02·10
23
atomes ou
6,02·10
23
molécules. Cette unité s’abrège mol.
1.1.2 Définitions
La mole est la quantité de matière contenant autant d’atomes ou de molécules ou d’ions
etc. qu'il y a d'atomes de carbone dans 12 (g) de carbone-12 pur (
12
C).
Le nombre d’atomes dans 12 (g) de carbone) est appelé nombre d'Avogadro. Il est
habituellement noté N
A
. Sa valeur approchée est :
N
A
= 6,02·10
23
(mol
-1
)
(mol
-1
car N
A
est un nombre de particules par mole)
On peut résumer par :
1 mole ≡ 6,02·10
23
atomes, molécules, ions, électrons
1.1.3 Comment passer de la mole au nombre de particules et vice-versa
Unité du nombre d’Avogadro = mol
-
1
Fraction:
mol
atomes
1
)(1002.6
23
⋅
Le nombre d’Avogadro fait appel à 2
données :
- le nombre d’atomes
- la mole
Le nombre d’Avogadro nous permet, via une proportion, de passer du nombre d’atomes
dans l’échantillon au nombres de mole dans l’échantillon ou vice-versa.
Proportion :
mol
atomes
1
)(1002.6
23
⋅ =
néchantilloldansmolesdenombre
néchantilloldansatomesdnombre
'
''
Quelques exemples :
Dans les échantillons suivants, combien y a-t-il de ‘’particules’’ ?
a) 0,5 mole d'électrons :
mol
électronsx
mol
électronsd
5
.
0
1
)'(1002.6
23
=
⋅  x = 3.01·10
23
électrons

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b) 1 mole de grains de riz
c) 10 moles de molécules
d) 0,25 mole d'atomes
Formalisme :
Le nombre de mole est symbolisé par la lettre n. Ainsi le nombre de mole de cuivre s’écrit:
n(Cu) ou n
Cu
1.2 La masse molaire atomique (M
a
)
1.2.1 Définition
La masse d'une mole d'atomes d'un élément est appelée masse molaire atomique Ma.
Ces unités sont g/mol Autrement dit :
La masse molaire atomique d'un élément est égale, en valeur, à sa masse atomique.
Exemples
Hydrogène H : Masse atomique = [u] MH = g/mol
Oxygène O: Masse atomique = [u] MO = g/mol
Cuivre Cu : Masse atomique = [u] MCu = g/mol
Chlore Cl : Masse atomique = [u] MCl = g/mol
1.2.2 Trouver le nombre de moles et d’atomes à partir de la masse d’un
échantillon
1.2.2.1 La masse molaire atomique
Unité de la masse molaire = g/mol
Fraction :
mol
genatomiquemasse
1
La masse molaire fait appel à 2 données :
- la masse (en grammes)
- la mole
La masse molaire nous permet, via une proportion, de passer de la masse en gramme de
l’échantillon au nombres de mole dans l’échantillon ou vice-versa.
Proportion :
mol
genatomiquemasse
1
=
)( )( néchantillon néchantillom

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1.2.2.2 Le nombre d’avogadro
Unité du nombre d’Avogadro = mol
-
1
Fraction :
mol
atomes
1
)(1002.6
23
⋅
Le nombre d’Avogadro fait appel à 2 données :
- Le nombre d’atomes
- la mole
Le nombre d’Avogadro nous permet, via une proportion, de passer du nombre d’atomes
dans l’échantillon au nombres de mole dans l’échantillon ou vice-versa.
P
roportion :
mol
atomes
1
)(1002.6
23
⋅ =
)( '' néchantillon néchantilloldansatomesdnombre
Exemples
A) La masse molaire du cuivre étant de 63.5 g/mol, un échantillon de 63,5 g de cuivre
contient 1 mole d'atomes de cuivre, et, comme une mole contient 6,02 • 10
23
atomes,
63.5 g de cuivre contiennent 6,02 • 10
23
atomes.
63,5 g Cu ≡ 1 mole de Cu ≡ 6,02·10
23
atomes de cuivre
B) Combien y a-t-il de mole(s), ainsi que d'atomes de cuivre dans une lame de cuivre de
254 mg de cuivre ?
Masse  mole : On utilise la masse molaire.
Masse en gramme : 254 mg = 0.254 g
Proportion :
mol
g
1
5.63
=
néchantilloldansmolesx
g
'
254.0
⇒
n(Cu) = x = 4•10
-3
mol
mol  nombre d’atomes : On utilise le nombre d’Avogadro.
Proportion :
mol
atomes
1
)(1002.6
23
⋅
=
mol
néchantilloldansatomesx
3
10
4
'
−
⋅
⇒
x = 2.41•10
21
atomes
Réponse : Notre échantillon de cuivre contient 4•10
-3
mol et 2.41•10
21
atomes.
1.3 La masse molaire moléculaire (M
m
)
1.3.1 Définition
La masse d'une mole de molécules d'un corps pur est appelée masse molaire moléculaire
Mm. Ces unités sont g/mol
La masse molaire moléculaire s’obtient en additionnant les masses molaires atomiques
des atomes composant la molécule.
Exemples
:
2
OH
M
MH = g/mol MO = g/mol
OH
M
2
=