chap. 4

Collège / 1CH / Chimie quantitative / 2016-2017
AIDE-MÉMOIRE
Introduction à
la chimie
quantitative
http://dcpe.net/POII/sites/default/files/cours%20et%20ex/cours-ch1-quantitative.pdf
TABLE DES MATIERES
4.A. Introduction.................................................................................................................. 2
4.B. Atome.............................................................................................................................. 2
Masse atomique moyenne (MA) – masse moyenne d’un atome.............................2
4.C. Assemblage d’atomes................................................................................................... 3
Masse moléculaire(MM)-masse d’une molécule.......................................................3
4.D. Nombre de particules ( la mole )..............................................................................5
4.E. Masse molaire (M) – masse d'une mole....................................................................6
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Aide-mémoire
4.A.Introduction
Les séries d'exercices avec les objectifs de ce chapitre sont résumés ci-dessous.
EXERCICES ET OBJECTIFS
Série 10
Introduction de la chimie quantitative
Comprendre la signification et l’utilité de la mole
Comprendre la signification de masse atomique [g/atome], moléculaire [g/molécule] et molaire [g/ mole]
Calculer la masse moléculaire et molaire
Résoudre des problèmes avec des masses, des moles et des nombres de particules (atomes , molécules,etc.)
Ce chapitre introduit les notions de chimie quantitative. Le sujet sera repris et
approfondi en 2ème année.
4.B. Atome
Masse atomique moyenne (MA) – masse moyenne d’un atome
Quelle est la masse d’un atome de carbone 12 avec 6 neutrons ?
Par définition, 1 uma est exactement 1/12 de la masse du carbone 12 . Ainsi, la masse
atomique de l’atome de carbone 12 vaut 12 uma.
1 uma
ou
= 1,66·10–24 g
6,02·1023 uma = 1g
Les masses atomiques moyennes de tous les éléments connus se trouvent dans le tableau
périodique, sous le symbole de l’élément.
Exemple
MA C = 12,011 uma
Le carbone
signification ? un atome de carbone pèse en moyenne 12.011 uma
ou
12.011 uma en moyenne par atome de carbone
ou
12.011 uma / atome
Remarque : le calcul de la masse moyenne à partir des isotopes se trouve dans les
exercices
p.2
Aide-mémoire
Une question d’ordre de grandeur :
Au niveau de l’atome (pas visible à l’œil nu)
Au niveau du visible à l’œil nu
Ex : 1 atome d’hydrogène 1
Ex : Un objet que l’on pèse avec une
balance
1 g
= 6,02·1023 uma
1 uma
=
L’unité de masse
atomique est
utilisée, car la
masse de l’atome
est très petite
1,66·10–24 g
Les grammes ne sont
pas utilisés pour
éviter un nombre
proche de 0 et
l’écriture en
puissances de 10
Les grammes sont
utilisés pour
déterminer la masse
sur la plupart des
balances de
laboratoire
L’unité de masse
atomique n’est pas
utilisée pour éviter
un nombre très
grand et l’écriture
en puissances de 10
4.C. Assemblage d’atomes
Masse moléculaire(MM)-masse d’une molécule
Les principaux assemblages d’atomes ou d’ions sont la molécule et le composé ionique (les
sels).
Rappel (cf. Aide-mémoire : molécule et matière):
• Molécule : elle est un groupe distinct avec un nombre déterminé d’atomes liés et elle
est électriquement neutre.
Comment calculer la masse d’une molécule ?
On additionne les masses atomiques des atomes présents dans la molécule
O
Exemple :
C
CO2
O
MMCO2 = MA C + 2· MA 0= 12.011+ 2·16= 44.011 uma
Signification : une molécule de CO2 pèse en moyenne 44.011 uma
ou
44.011 uma en moyenne par molécule de CO 2
ou
44.011 uma / molécule
C O
O
O
C
O
C
O
O
C
O
O
O
p.3
C O
Aide-mémoire
• Composé ionique : il est constitué par un empilement d’ions. Un composé ionique est
électriquement neutre (la somme des charges des ions est nulle), car
le rapport (proportion) entre les anions et les cations fait qu’au final
la charge est nulle.
Exemple : Na Cl
Chaque cristal de NaCl aura une forte probabilité d’avoir un nombre total différent de
ions.
1er cristal
Na100000000000000000000000Cl100000000000000000000000
2ème cristal
Na900000043543500000000000000000Cl900000043543500000000000000000
Par simplification, il sera toujours noté NaCl sans indication du
nombre d’ions, car le nombre d’ions varie mais la proportion
entre ions restent identiques, dans ce cas la proportion est 1 : 1
(Na+ : Cl-).
Comment calculer la masse du composé ionique NaCl ?
On additionne les masses atomiques des atomes présents dans la
formule brute
MMNaCl = = MANa + MACl= 22.99+35.45=58.44 uma
Signification : un composé (NaCl) avec un Na+ et un Cl- pèse en moyenne 58.44 uma
ou
ou
58.44 uma en moyenne par NaCl
58.44 uma / ‘’molécule’’
Résumé
• La masse moléculaire MM est la somme des masses atomiques des atomes présents dans
la formule brute de l’assemblage.
• Par simplification, la masse d’un composé ionique est aussi notée MM : masse moléculaire
, même s’il ne s’agit pas d’une molécule. La formule brute d’un composé ionique est souvent
assimilée à une molécule par erreur. Une molécule est un groupe distinct et défini
d’atomes ce qui n’est pas le cas des composés ioniques.
p.4
Aide-mémoire
4.D.Nombre de particules
( la mole )
Pourquoi a-t-on besoin de la mole ?
Par exemple, dans un verre d’eau (3dL), il y a environ :
3 0 0 0 0 0 0 0 0 0 0 0 0 0 0 0 0 0 0 0 0 0 0 0 0 0 atomes
C’est-à-dire : 3 · 1025 atomes, car l'atome est très petit. Son diamètre moyen est
d’environ 1 Å
(1 Angström=10–10 m).
Pour éviter les puissances de dix et simplifier les calculs, nous allons utiliser une nouvelle
unité : la mole (mais il s’agit en fait d’un nombre).
Par définition en chimie, une mole est égale à 6,02·1023. Son symbole est mol.
1 mol de …….…….. =
6,02·1023 de ……………..
Ce nombre est aussi appelé le nombre d’Avogadro N A:
Ex. :
NA=
6,02·1023
- une mole de fraise signifie 6,02·1023 fraises
- 3 mol de pommes de terre signifie 3x6,02·1023 pommes de terre
La mole n’est pas une unité de masse, elle ne donne pas une indication
directe sur la masse des fraises ou d’atomes de fer mais sur le nombre de
fois que l’on prend les fraises ou les atomes de fer. La masse d’une mole
dépendra de la composition de la substance (une mole de fer n’a pas la
même masse qu’une mole de fraise).
p.5
Aide-mémoire
4.E. Masse molaire (M) – masse d'une mole
Il est très difficile de peser un atome ou une molécule à cause de sa masse très petite et
d’utiliser l’unité de masse atomique (uma) dans la masse atomique (uma/ atome) ou
moléculaire (uma/ molécule). Les chimistes utilisent la plupart du temps des balances et
les grammes pour déterminer la masse d’une substance. C’est pourquoi, ils préfèrent
utiliser la masse molaire (g/mol) qui donne la masse en gramme d’une mole d’atome ou de
molécule.
- La masse atomique (MA) est égale à la masse molaire d'atomes (M):
Exemple :
·6,02·1023
MA(C) =
6,02·1023 uma = 1g
12uma
12⋅6.02⋅1023 uma
=
=
23
1 atome de carbone
1⋅6.02⋅10 atome de carbone
· 6,02·1023
12g
1mold'atomesdecarbone
=M(C)
6,02·1023 atomes = 1 mol d'atomes
- La masse moléculaire (MM) est égale à la masse molaire de molécules (M) :
Exemple :
·6,02·1023
MM(CO2)=
6,02·1023 uma = 1g
23
44 g
44 uma
44⋅6.02⋅10 uma
=
=
=M(CO2)
23
1 molécule de CO 2
1⋅6.02⋅10 molécules de CO 2
1mol demoléculesdeCO 2
· 6,02·1023
6,02·1023 molécules = 1 mol de molécules
On a uniquement amplifié pour passer d’une fraction à l’autre dans les 2 cas.
p.6