I. La mole

Objectifs : Calculer une masse molaire moléculaire à partir de masses
molaires atomiques. Déterminer une quantité de matière (exprimée en moles)
connaissant la masse d'un solide ou le volume d'un liquide ou d'un gaz.
La mole Un paquet de cigarettes, c'est 20 cigarettes. Le buraliste ne vend pas les
cigarettes une par une !
Une ramette de papier, c'est 500 feuilles. Le libraire ne vend pas les
feuilles à la pièce !
Une mole de molécules c'est 6,02.1023 molécules. Le chimiste ne peut pas
faire d'expérience avec une seule molécule !
1 La mole
Définition : journal officiel du 23 décembre 1975 : la mole est la quantité
de matière d'un système contenant autant d'entités élémentaires
qu'il y a d'atomes dans 12 g de carbone 12. Définition : La mole (symbole : mol) est une unité de quantité de matière.
Une mole est un « paquet » contenant un nombre d'entités chimiques
identiques égal au nombre d'Avogadro, soit : NA = 6,02 . 1023
entités élémentaires/mol. Remarque : La quantité de matière d'un échantillon d'espèces chimiques
semblables est le nombre de moles de l'espèce concernée. Elle est
représentée par la lettre n et son unité est : mole. Exercice : Un échantillon de silicium contient 2,56 1024 atomes de
silicium. Quelle quantité de matière contient-il ? Corrigé : n = nombre d'entités chimiques / NA n = 2,56 . 1024 / 6,02 . 1023 = 4,25 mol 2 Masse molaire La masse d'un « paquet unitaire » contenant une mole (soit NA = 6,02 . 1023
entités) d'une espèce chimique donnée est appelée masse molaire de cette
espèce chimique. Définition : La masse molaire est la masse d'une mole d'entités chimiques
(identiques entre elles). Son symbole est M et son unité : le g.mol-
1 (ou g / mol). Exercice : Sachant qu'un atome d'azote a un numéro atomique de 7 et un
nombre de nucléons de 14, calculer sa masse. En déduire la masse
molaire atomique de l'azote (on négligera l'existence d'autres
isotopes). Corrigé : ma = 14 x 1,67 . 10-27 kg = 2,34 . 10-26 kg. Corrigé : MN = ma x NA = 1,4 . 10-2 kg.mol-1 = 14 g.mol-1 Remarque : Les chimistes connaissent la masse molaire atomique de tous les
éléments chimiques connus à l'état naturel (ce qui revient à tenir
compte de la proportion des différents isotopes existant dans la
nature), qui est donnée dans votre livre. Remarque : Pour connaître la masse molaire d'une espèce chimique constituée
de molécules ou d'ions composés, on additionne les masses molaires
atomiques des atomes qui constituent cette entité chimique. Exercice :
Le chlorure de calcium est un composé ionique solide constitué des ions
Ca2+ et Cl-. 1. Donner sa formule brute. Corrigé : Ce composé est électriquement neutre, il est donc constitué de
(Ca2+ + 2 Cl-), sa formule brute est donc CaCl2
2. Calculer la masse molaire du chlorure de calcium. Corrigé : M(CaCl2) = 40,1 + 2 x 35,5 = 111,1 g . mol-1. Exemples de mesures de quantités de matière 1 Quantité de matière d'un échantillon solide
Exercice :
1. On souhaite avoir un échantillon de 0,15 mol de chlorure de calcium
(M = 111,1 g . mol-1). Quelle est sa masse ? Corrigé : m = n × M = 0,15 × 111,1 = 16,66 g
3. On pèse un échantillon de 0,15 g de chlorure de calcium. Quelle est la
quantité de matière contenue dans cet échantillon ? Corrigé : n = m / M = 0,15 / 111,1 = 1,4.10-3 mol 2 Quantité de matière d'un échantillon liquide
Exercice : Sachant que la masse volumique de l'eau est 1 g / cm3 et
celle de l'éthanol 0,79 g . cm-3, compléter le tableau suivant : |Molécule |H2O |C2H6O |
|Volume (cm3) |9,0 cm3 |9,0 cm3 |
|Masse (g) |9,0 g |7,1 g |
|Masse molaire |18 g . mol-1 |46 g . mol-1 |
|moléculaire | | |
|(g . mol-1) | | |
|Quantité de matière|0,50 mol |0,15 mol |
|(mol) | | |
Remarque : Un même volume de deux liquides différents n'a pas la même masse
et ne contient pas la même quantité de matière. Exercice :
A température ambiante, le dichlorométhane (formule CH2Cl2) est un liquide
de densité 1,32. 1. Calculer la masse molaire du dichlorométhane. Corrigé : M(CH2Cl2) = 12,0 + 2 x 1,0 + 2 x 35,5 = 85,0 g . mol-1.
4. Quelle est le volume d'un échantillon de 0,40 mol de dichlorométhane ? Corrigé : m = n × M = 0,2 × 85,0 = 34,0 g ; [pic], soit [pic]
5. Quelle est la quantité de matière contenue dans un échantillon de 400 mL
de dichlorométhane ? Corrigé : 1ère étape : Calculer la masse de cet échantillon : sachant que
V = 400 mL et que ? = 1,32 g/mL, alors m = ? × V, soit :
m = 1,32 × 400, soit m = 528 g. 2ème étape : Connaissant sa masse et sa masse molaire, calculer la quantité
de matière : n = m / M = 528 / 85 = 6,21 mol ( Devoirs : Ex. 15 p219. Le cas des gaz 1 Volume molaire
Définition : Pour une pression et une température donnée, le volume molaire
d'un corps pur est le volume occupé par une mole d'entités
chimiques de ce corps. Son symbole est Vm et son unité : le L.mol-
1(ou L / mol). Remarque : Relation entre le volume et la quantité de matière : V = n x Vm. Exemple : Voir doc. p.213 :
1. Ce tableau de volume molaire est-il valable pour tous les gaz ? Corrigé : oui !
6. Quelle est la valeur du volume molaire d'un gaz dans les conditions
normales de pression (pression atmosphérique 1,013 . 105 Pa) et de
température (0°C) ? Corrigé : Dans les conditions normales de pression (pression atmosphérique
1,013 . 105 Pa) et de température (0°C), le volume molaire de tous les
gaz vaut 22,4 L . mol-1.
7. Quelle est la valeur du volume molaire d'un gaz à pression atmosphérique
et température ambiante (20°C) ? Corrigé : A pression atmosphérique 1,013 . 105 Pa et température ambiante
(20°C), le volume molaire de tous les gaz vaut 24 L . mol-1. Remarque : Le volume molaire d'un gaz ne dépend que de la pression et de la
température. 2 Quantité de matière d'un échantillon gazeux
Exercice :
1. Quel est le volume occupé par 3.10-2 mol de monoxyde de carbone dans les
conditions normales de pression (pression atmosphérique 1,013 . 105 Pa)
et de température (0°C) ? Corrigé : V = n × Vm, soit : V = 3.10-2 mol × 22,4 L . mol-1, donc :
V = 67,2 L
8. Soit un flacon de volume 500 mL contenant du diazote pur à température
et pression ambiante. Quelle quantité de diazote contient-il ? Corrigé : n = V / Vm, soit [pic], donc : n = 2,08.10-2 mol ( Devoirs : Ex. 9, 10, 13 et 14 p219
Chapitre 1 : Outils de description d'un système
Prérequis : En arrivant en cours, je suis capable de . . .
|Connaître |Réfléchir |Savoir faire |
| | | |
Objectifs du chapitre : A la fin du chapitre, je dois être capable de .
. . |Connaître |Réfléchir |Savoir faire |
|Une solution peut contenir |Calculer une masse molaire |Prélever une quantité |
|des molécules ou des ions. |moléculaire à partir de |de matière d'une |
|L'expression de la |masses molaires atomiques. |espèce chimique donnée|
|concentration molaire d'une|Déterminer une quantité de |en utilisant une |
|espèce moléculaire dissoute|matière (exprimée en mol) |balance, une |
|([pic]). |connaissant la masse d'un |éprouvette graduée ou |
| |solide ou le volume d'un |une burette graduée. |
| |liquide ou d'un gaz. |Réaliser la |
| |Utiliser l'expression de la |dissolution d'une |
| |concentration molaire d'une |espèce moléculaire. |
| |espèce moléculaire dissoute.|Réaliser la dilution |
| | |d'une solution. |
| | |Utiliser une balance |
| | |et la verrerie de base|
| | |qui permet de réaliser|
| | |une solution de |
| | |concentration donnée |
| | |(pipette graduée ou |
| | |jaugée, poire à |
| | |pipeter, burette, |
| | |fiole jaugée). |