2-04 Cours Quantité de matière

2nde
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19 avril 2016
Chapitre 4 : Quantité d’espèces chimiques
Q
Quuaan
nttiittéé ddee m
maattiièèrree
M
Maassssee eett qquuaan
nttiittéé ddee m
maattiièèrree
Que ce soit pour réaliser une synthèse ou pour faire des analyses, le
chimiste a besoin de connaître le nombre d’atomes et de molécules qu’il
manipule : il doit connaître la quantité de matière contenu dans un
échantillon.
Revenons à la pratique. Un chimiste ne compte pas ses molécules une à
une, car :
Exercice 1 Nécessité de la mole
• mais surtout, pour compter la nombre de molécules d’eau dans notre
goutelette du début, en comptant 10 molécules par seconde (vous avez déjà
essayé de compter de 1 à 10 en une seconde ?) il faudrait tout de même
3000 milliards d’années, soit 220 fois l’âge de l’univers, ce qui fait que le
chimiste finira dans un trou noir bien avant d’avoir terminé son décompte.
• d’une part, elles sont invisibles à l’œil nu (mais on peut techniquement le
faire, bien que ce soit compliqué),
La mole
Le moindre petit bout de matière contient un nombre d’atomes si grand
qu’il est difficile de se l’imaginer : une gouttelette d’eau d’un millimètre
de diamètre contient environ 20 milliards de milliards de molécules !
Donc, le chimiste fait ce qu’il sait bien faire : peser un solide ou mesurer
le volume d’un liquide.
Les chimistes comptent donc les atomes, les ions et les molécules par
« paquets », appelés mole.
Pour un solide
1 mole de « trucs » = 6,0·1023 « trucs »
Connaissant la masse m de son échantillon solide et la masse molaire M de
l’espèce qu’il manipule, il peut facilement trouver le nombre de moles que
cela représente.
Ce paquet est tellement grand, qu’il est inadapté pour compter autre chose
que des atomes ou des molécules.
Pour un liquide
S’il manipule un liquide, il pourra soit le peser (ce qu’il ne fait
généralement pas), soit mesurer son volume et, connaissance la densité d
du liquide, en déduire sa masse. À partir de là, le raisonnement est le
même qu’avec un solide.
densité d’un liquide ou d’un solide : c’est la masse en gramme d’un
millilitre de cette substance, exprimé sans unité.
Remarque : ce n’est pas la vraie définition de la densité, maisc’est celle
qui nous sera la plus utile dans la pratique.
Exercice 4 Densité d’un liquide
Ce camion chargé d’environ 5 m3 de sable ne contient qu’environ
0,00000000000012 mol de grains de sable !
Formule générale
Remarque : la mole est abrégé mol.
La quantité de matière n d’un échantillon (c’est-à-dire son « nombre de
moles », expression familière que l’on va s’autoriser en classe) d’une
espèce chimique donnée est liée à sa masse m par la relation :
Le nombre d’Avogadro
Le nombre 6,0·1023 est appelé constante d’Avogadro (noté NA).
n=
Pourquoi ce nombre ?
m
M
n : quantité de matière (mol)
m : masse (g)
M : masse molaire (g/mol)
Ce nombre a été choisi de telle manière que 1 mole d’atomes possédant n
nucléons dans leur noyau pèse environ n grammes.
Ainsi, une mole d’hydrogène 1H pèse un gramme, une mole de carbone 12C
pèse 12 grammes, etc.
TP 4.1 Prélever une quantité de matière
Prélever une quantité de matière d’une espèce chimique donnée
Exercice 2 Une mole c’est énorme
Objectif : avec le matériel mis à votre disposition, préparez dans quatre
récipients différents :
Masse molaire
• 0,10 mol d’eau
Calculer une masse molaire moléculaire à partir des masses molaires
atomiques.
• 0,10 mol d’éthanol C2H6O de densité 0,80
La masse molaire, c’est la masse d’une mole. Tout simplement.
• 0,10 mol de sel de cuisine (chlorure de sodium de formule NaCl)
Masse molaire atomique
Démarche
Pour un solide : on calcule la masse molaire de l’espèce chimique que l’on
souhaite prélevé. Puis on détermine la masse de l’échantillon à prélever.
On pèse cette masse sur la balance.
• 0,10 mol de saccharose C12H22O11
La masse molaire d’un atome est données dans la plupart des tableaux
périodiques que l’on trouve dans les livres ou sur Internet. Quelques
masses molaires d’éléments courants :
Éléments
Hydrogène
Carbone
Azote
Oxygène
Nombre de nucléons dans
le noyau de l’isotope le plus
courant
1
12
14
16
Pour un liquide : On détermine le volume à prélever à partir de la masse
souhaitée et de la densité du liquide. On mesure ce volume grâce à une
éprouvette graduée ou une pipette.
Masse molaire
(g·mol-1)
1,0
12,0
14,0
16,0
Masse molaire moléculaire
La masse molaire d’une molécule est la somme des masses molaires des
atomes qui composent la molécule (ou l’ion).
Exemple : M(H2O) = 2×M(H) + M(O) = 2×1,0 + 16,0 = 18,0 g·mol-1
Cette valeur signifie qu’une mole d’eau (soit 6,02·1023 molécules d’eau) a
une masse de 18,0 g.
Exercice 3 Calcul de masse molaire moléculaire
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LLeess ssoolluuttiioon
nss
Savoir qu’une solution contient des molécules ou des ions.
Qu’est-ce que la dissolution ?
Un solide est peut être formé de trois entités différentes : des molécules
(cas du sucre, beurre, de la glace d’eau), des ions (cas du chlorure de
sodium) ou des atomes (cas des métaux).
La concentration en sucre de l’eau sucrée à gauche est plus important que
celle de la solution à droite
On peut parler de la concentration massique (Cm) de la solution en g·L-1
(c’est le nombre de gramme de soluté que contient 1 L de solution) ;
ou de concentration molaire (C) de la solution, en mol·L-1 (c’est le
nombre de mol de soluté que contient 1 L de solution).
Préparer une solution
Chlorure de sodium solide
Déterminer une quantité de matière connaissant la masse d’un solide
ou le volume d’un liquide.
Ces entités sont liées entre elle plus ou moins fortement. Il peut exister
deux manières de « casser » ces liaisons :
1. Chauffer suffisamment le solide pour que la laison entre les entités se
brise. C’est la fusion.
Par dissolution
2. Plonger le solide dans un liquide bien choisi (généralement de l’eau,
mais pas toujours...) qui va affaiblir les liaisons entre les entités du solides
jusqu’à les rompre. Chaque entité du solide se détache des autres et se
retrouve entouré des molécules du liquide. On dit que le solide s’est
dissous.
La concentration se calcule alors :
Imaginons que l’on souhaite préparer. On doit dissoudre une certaine
quantité n de soluté, ou une certaine masse m dans le solvant, pour obtenir
le volume V désiré de solution.
C=
Il ne faut pas confondre la fusion et la dissolution !
n
m
ou Cm =
V
V
C : concentration molaire de la solution (mol·L-1)
Cm : concentration massique de la solution (g·L-1)
n : quantité de matière de soluté (mol)
m : masse de soluté
V : volume de la solution (L)
Remarque : il est aussi possible de dissoudre un gaz ou un liquide dans un
autre liquide (appelé solvant). Les molécules (ou atomes) du gaz, ainsi que
les molécules du liquide dissous seront entourés par les molécules du
liquide qui les a dissous.
Dissolution du chlorure de sodium dans l’eau (animation)
Exercice 5 Sur l’eau salée
Solution, solvant et soluté
Préparer une solution par dissolution
Lorsque l’on a dissout un solide, un liquide ou un gaz dans un liquide, on
obtient ce que l’on appelle une solution. Une solution est composé d’un
solvant (le liquide majoritaire qui la constitue, le plus souvent de l’eau) et
d’un soluté ou plusieurs soluté qui sont les espèces dissoutes dans la
solution (ions ou molécules).
Propocole de dissolution
• S’informer : quel volume de solution je veux ? À quelle concentration ?
• Calculer ou trouver la masse molaire M du soluté utilisé.
• Calculer la masse m de soluté nécessaire à la réalistion de la solution.
• Peser cette masse et la verser dans une fiole jaugée du volume souhaité.
• Remplir cette fiole jaugée à moitié d’eau environ, boucher et agiter.
• Compléter la fiole jaugée jusqu’au trait de jauge avec de l’eau, bouche et
agiter.
+
eau
(solvant)
Par dilution
On peut également préparer une solution en diluant une solution mère de
concentration connue.
sucre
(soluté)
Au cours d’une dilution, on en fait qu’ajouter du solvant et donc
augmenter le volume de la solution. On ne change pas la quantité de soluté
présent dans la solution mère.
eau sucrée
(solution)
Donc la quantité nM de soluté présent dans la solution mère est la même
que la quantité nF présent dans la solution fille. Il est très important de
comprendre ceci.
Concentration
On dilue un volume VM de solution mère de concentration CM, pour
obtenir un volume VF de solution fille de la concentration voulue CF.
Savoir que la concentration d’une solution en espèce dissoute peut
s’exprimer en g·L-1 ou en mol·L-1
Au cours de la dilution, nM = nF, donc C M ⋅ VM = C F ⋅ VF
Connaître et exploiter l’expression des concentrations massique et
molaire d’une espèce moléculaire ou ionique dissoute.
Préparer une solution par dilution
Faire la distinction en dissolution, dilution et fusion
Une eau sucrée est une solution aqueuse (car les solvant est l’eau) de
sucre. Le sucre est le soluté. Vous avez remarqué qu’une eau sucrée est
plus ou moins sucrée. La grandeur qui permet de de quantifier cette
sensation est la concentration en sucre de la solution.
Protocole de dilution
• S’informer : quel volume de solution fille (diluée) je veux, à quelle
concentration ? Quelle est la concentration de la solution mère dont je
dispose ?
• Calculer le volume de solution mère à prélever pour réaliser la solution
fille voulue, grâce à la relation CM· VM = CF· VF
• Prélever ce volume VM et l’introduire dans la fiole jaugée de volume VF
• Compléter la fiole jaugée jusqu’au trait de jauge avec de l’eau, bouche et
agiter.
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Rappel sur la conversion des volumes
1 L = 1000 mL et 1 mL = 1 cm3
Exercice 6 Dilution d’une solution
TP 4.2 Mesure une concentration par échelle de
teinte
Élaborer ou mettre en œuvre un protocole de dissolution, de dilution
Pratiquer une démarche expérimentale pour déterminer la
concentration d’une espèce (échelle de teintes, méthode par comparaison).
Objectif : Déterminer la concentration d’une eau de Dakin en ions
permanganate, grâce à une échelle de teinte.
Démarche : On réalise un ensemble de solution contenant des ions
permanganate à une concentration connue, que l’on verse dans des tubes à
essai. On verse l’eau de Dakin dans un tube à essai et on compare sa teinte
à celles des solutions de concentration connue.
Exercice 7 Préparation d’une solution
Exercice 8 Pour s’entraîner davantage
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