Chapitre 1 : La mole
Comment déterminer la composition d'un système chimique ?
By Mallory Dazza in Première Specialité
September 10, 2021
s
Le cours
Masse molaire d’une expèce chimique
Les atomes sont des entités quasi indestrictibles. Le mot atome provient
du grec ancien, \(\alpha \tau \omicron \mu \omicron \sigma\) [átomos],
signifiant insécable. En effet, pour un chimiste l’atome est la plus
petite partie d’un corps pouvant se combiner les uns avec les autres.
Seuls les physiciens atomique utilisant des énergies considérable
arrivent à briser un atome et étudier leur composition quantique.
$$
\begin{equation} f\left(k\right) = \binom{n}{k} p^k\left(1-p\right)^{n-k} \tag{1} \end{equation}
$$
Thus (1) is a figure
Ainsi, pour caractériser un système chimique il nou faudra simplement
compter les atomes. Malheureusement ceux-ci sont en nombre gigantesque.
Dans une goutte d’eau il y a \(16 \times 10^{20}\) molécules \(\text{H}_2\)O. Il
nous faut donc trouver un moyen de compter les molécule et atomes par
paquet et non un par un. Ces paquets sont appelés moles.
Une mole d’entités contient exactement \(6,022 140 76 \times 10^{23}\)
entités (atomes ou molécules). Nous utiliserons la valeur arrondie à
\(6 \times 10^{23}\) entités.
Nous utiliserons souvent la mole pour compter le nombre d’atomes ou molécules dans une solution chimique. Par exemple, nous pouvons déterminer le nombre total d’ion cuivre (II) \(\text{Cu}^{2+}\) dans une solution contenant 0,1 mol :
$$\begin{align} N_{Cu^{2+}} &= N_A \times 0,1 \\ &= 6,02 \times 10^{23} \times 0,1 \\ &= 6,02 \times 10^{22} \text{ ions} \end{align}$$
Il y a donc \(6,02 \times 10^{22}\) ions \(\text{Cu}^{2+}\) dans la solution. Il sera utile de calculer la masse que cela représente.
Effectivement, dans la vie de tous les jours, nous sommes plus familier avec les notions de masse. Il est plus simple de peser un solide que de compter ses atomes ! Ainsi, nous utilierons souvent la masse d’une mole de matière.
Cette grandeur est très facile à utiliser. Elle représente la masse
d’un nombre fixe d’entités : \(N_A\) atomes ou molécules. Ainsi si 1 mol de cuivre pèse \(M_{Cu} = 63,546\) g, alors 0,1 mol d’atome de cuivre pèse :
$$
\begin{align} m_{Cu} &= M_{Cu} \times 0,1 \\ &= 63,546 \times 0,1 \\ &= 6,3546 \text{ g} \end{align}
$$
Donc 0,1 mol de cuivre représente \(6,02 \times 10^{22}\) atomes et pèse 6,3 g.
Comment connaitre la masse molaire d’un élément chimique comme le cuivre ? Nous ne pouvons pas la deviner, mais elle est renseignée sur tous les tableaux périodiques des éléments. La figure 1 montre où retrouvez la masse molaire dans un tableau periodique. L’unité sera toujours le \(\text{g.mol}^{-1}\).
Figure 1: Extrait du tableau périodique des éléments représentant le Carbone, Azote et Oxygène.
QUESTION
La masse molaire de l’oxygène étant de 16 \(\text{g.mol}^{-1}\). Quelle est la
masse molaire de la molécule de dioxygène \(\text{O}_2\) ?
Il le même nombre d’atome d’oxygène dans une mole d’oxygène que de molécule de dioxygène dans une mole de dioxygène. Ainsi, la masse molaire du dioxygène est le double de la masse molaire d’oxygène : $$ M_{O_2} = 2 \times M_{O} = 2 \times 16 = 32 \text{ g.mol}^{-1} $$
Rappel: Un élément chimique est définit par le nombre de proton au sein de son noyaux. Ainsi, tous les atomes d’oxygène ont 8 protons, tous les atomes de carbone ont 6 protons etc…
Nous savons que la masse d’un atome provient principalement de la masse du noyaux. en effet, le électrons sont extrémement légers en comparaison aux nucléons. Ainsi, la masse molaire est directement lié à la masse du noyau des atomes. Or la stabilité du noyau d’un même élément chimique n’est pas toujours la même. En effet, il existe pour un même éléments chimique plusieurs isotopes. Par exemple, un isotope du carbone 12 contenant 6 protons et 6 neutrons est le carbone 14 contenant 6 proton et 8 neutrons. La masse d’une mole de carbone 12 est plus petite qu’une masse d’atome de carbone 14.
Comment savoir si dans une molécule de sucre \(\text{C}_{12}\text{H}_{22}\text{O}_{11}\) nous avons plus de carbone 14 ou de carbone 12 ?
La masse molaire que nous utilisons, et que nous trouverons dans le tableau périodique des éléments prend en comptes l’abondance naturel des isotope de chaque élément. Ainsi, la masse molaire est une moyenne sur l’ensemble des isotopes les plus* stables.
Formule A Retenir: La masse molaire moléculaire est la somme des masses molaires des atomes qui la constitue :
$$ M_{\text{molecule}} = \sum M_{atome}$$
La quantité de matière
La quantité de matière est la grandeur physique exprimée en mol, représentant le nombre d’entités chimiques (molécules, atomes, ions etc… ) d’une substance. Par exemple, le nombre de molècule dans une masse \(m=10\) g de sucre peut s’exprimée comme :
- une quantité de matière
\(n=0,05\)mol - un nombre de molécules
\(N = 0,05 \times N_A = 0,3 \times 10^{23}\)
On peut remarqué que le nombre de molécule, \(N\), n’a pas d’unité : c’est un nombre de molécules de sucre. La quantité de matière, \(n\) est une grandeur physique équivalente : elle représente aussi le nombre de molécules. Seulement, elle est exprimée en mole, c’est-à-dire en nombre de paquet de molécules.
Le cas d’un gaz
Concentration en solution
Activité 1 : Création d’une carte mentale
Questions de préparations
La quantité de matière d’une espèce chimique est proportionnelle à sa masse. Vrai ou Faux ?
Oui c’est vrai, la quantité de matière représente le nombre de molécule. Plus le nombre de molécule est grand, plus la masse est grande. Ces deux grandeurs physique sont effectivement proportionnelles :
$$
n = \dfrac{m}{M}
$$
La constante de proportionnalité est la masse molaire \(M\) de l’espèce chimique considérée.
Raté ! La quantité de matière d’une espèce chimique est proportionnelle à sa masse. Plus le nombre de molécule est grand, plus la masse est grande. Ces deux grandeurs physique sont effectivement proportionnelles :
$$
n = \dfrac{m}{M}
$$
La constante de proportionnalité est la masse molaire \(M\) de l’espèce chimique considérée.
La concentration massique d’une solution s’exprime en \(\text{g.L}^{-1}\) et correspond à la masse de soluté par litre de solution. Vrai ou Faux ?
Oui c’est vrai, la concentration massique représente la masse de soluté dissout dans un volume de solution. On peut la calculer avec la formule : $$ C_m = \dfrac{m_{solute}}{V_{solution}} $$
Raté ! La concentration massique représente la masse de soluté dissout dans un volume de solution. On peut la calculer avec la formule : $$ C_m = \dfrac{m_{solute}}{V_{solution}} $$
La mole est l’unité de dénombrement d’entité chimique. Vrai ou Faux ?
Oui c’est vrai, la mole est l’unité de la quantité de matière. Elle permet de compter les molécules par groupe de \(N_A\) entité. Ainsi, nous n’utilisons pas de puissances de 10 trop élevèes.
Raté ! La mole est l’unité de la quantité de matière. Elle permet de compter les molécules par groupe de \(N_A\) entité. Ainsi, nous n’utilisons pas de puissances de 10 trop élevèes.
Une mole de dihydrogène contient plus de molécules qu’une mole de dioxygène. Vrai ou Faux ?
Données : voir l’extrait du tableau périodique figure 1
Raté ! Dans une mole de dihydrogène ou une mole de dioxygène, il y a autant de molécule. Une mole représente un nombre fixe de molécules : \(6,02 \times 10^{23}\) molécules.
Bravo ! Dans une mole de dihydrogène ou une mole de dioxygène, il y a autant de molécule. Une mole représente un nombre fixe de molécules : \(6,02 \times 10^{23}\) molécules.
Une mole de dihydrogène est plus lourde qu’une mole de dioxygène. Vrai ou Faux ?
Données : voir l’extrait du tableau périodique figure 1
Raté ! Il y le même nombre de molécules dans une mole de dihydrogène et une mole de dioxygène, mais ces deux molécules n’ont pas la même masse. Le dioxygène est bien plus lourd que le dihydrogène. On peut le lire sur la figure 1. La masse molaire du dioxygène est plus grande que la masse molaire du dihydrogène :
$$ M_{O_2} = 31,8 \text{ g.mol}^{-1} > 2,0 \text{ g.mol}^{-1} = M_{H_2}$$
Bravo ! Il y le même nombre de molécules dans une mole de dihydrogène et une mole de dioxygène, mais ces deux molécules n’ont pas la même masse. Le dioxygène est bien plus lourd que le dihydrogène. On peut le lire sur la figure 1. La masse molaire du dioxygène est plus grande que la masse molaire du dihydrogène :
$$ M_{O_2} = 31,8 \text{ g.mol}^{-1} > 2,0 \text{ g.mol}^{-1} = M_{H_2}$$
Le réactif limitant d’une réaction chimique est l’espèce chimique …
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La Carte Mentale
Le Tutoriel
Voici le lien pour le tuto : TUTO