Quantité de matière et la mole
- - - - - - - - - -
La quantité de matière
I- Du microscopique au
macroscopique :
1-
La mole :
a-
Activité :
Déterminer N le nombre d'atomes de fer contenus dans un échantillon de
fer de masse m=20g,
Sachant que la masse d'un atome de fer est :
b-
Remarque :
Le nombre d'atomes de fer contenus dans l'échantillon est : :c'est très
grand ‼
c-
Conclusion :
Ø
Une quantité de particules
microscopiques (atomes, molécules, ions, protons, électrons...) constitue ce
que l'on appelle une quantité de matière, notée n,
Ø
La mole peut utiliser comme
unité de base du système international, tel qu’une mole est un ensemble
de particules identiques.
2-
Le nombre d'Avogadro :
Le nombre porte le nom de
constante d'Avogadro NA tel
que
C’est le nombre d’atomes dans de carbone .
Application 1 : Calculer 
la quantité de matière de 20g de fer,
II- Masse molaire :
1-
Masse molaire atomique :
a-
Activité :
Calculer la masse d'une mole de chaque élément chimique : H, C, O,
N. sachant que les masses de ces atomes sont : m(C)=1,993.10-23g,
m(H)=0,167.10-23g, m(N)=2,345.10-23g et m(O)=2,658.10-23g
b-
Conclusion :
La masse molaire d'une espèce chimique, notée M, est la masse
d'une mole de cette espèce chimique, s'exprime en g/mol, donc la masse
molaire atomique est la masse d'une mole d'atomes de l'espèce considérée.
2-
Masse molaire moléculaire :
a-
Activité :
Calculer la masse d'une mole de chaque moléculaire suivante : H2O,
C2H6, O2, N2, H2 :
On donne :M(H)=1g/mol M(C)=12g/mol, M(N)=14g/mol
M(O)=16g/mol
b-
Conclusion :
Ø
La masse molaire
moléculaire est la masse d'une mole de molécules de l'espèce considérée,
Ø
La masse molaire
moléculaire c'est la somme des masses molaires atomiques des atomes qui
constituent la molécule.
Application 2 : Déterminer la masse molaire
moléculaire des molécules suivantes : C6H14, O2H2, CH3Cl
:
3-
La masse molaire et la quantité de matière :
La quantité de matière n d'une masse m d'un corps est donnée par la
relation suivante : tel que :
: quantité de matière du corps (en mol), m :
la masse du corps (en g) et M : la masse molaire (en g/mol).
Remarque :
Pour les solides et les liquides, la densité est donnée par la relation
suivantes :
Application 3 : Calculer la quantité de matière contenue
dans une masse m=50g de fer.
On donne M(Fe)=56g/mol.
III- Quantité de matière pour un
gaz :
1-
Le volume molaire :
Ø
Le volume molaire d'un gaz
est le volume occupé par une mole de ce gaz dans des conditions de
pression et de température données,
Ø
A une température et une
pression données, tous les gaz ont le même volume molaire,
Ø
Le volume molaire d'un gaz se note Vm, il
s'exprime en L/mol,
Remarque :
Dans les conditions ordinaires de température et de pression : T=20°C
et P=1atm : on aura Vm=24,0L/mol,
Dans les conditions normales de température et de pression : T=0°C et
P=1atm : on aura Vm=22,4L/mol,
Le volume molaire des gaz est indépendant de la nature du gaz, il
dépend uniquement de la température et de la pression.
2-
La quantité de matière des gaz et volume molaire :
La quantité de matière contenue dans un volume V d'un gaz est donnée
par la relation suivante : tel que : est la quantité
de matière en (mol), 
est le volume en
(L) et 
est le volume
molaire en (L/mol).
3-
Loi d'Avogadro-Ampère :
Des volumes égaux des gaz différents, pris dans les mêmes conditions de
température et de pression, contiennent le même nombre de molécules.
4-
Densité : Pour les gaz, la densité est
donnée par la relation suivantes :
a-
Calculer le nombre
d’atome d’aluminium présente dans un échantillon de masse m=50g,
b-
Déterminer la
quantité de matière correspondant.
2-
Un comprimé de
vitamine C contient 500mg d’acide ascorbique C6H8O6 :
a-
Calculer la masse
molaire de l’acide ascorbique,
b-
Calculer la
quantité de matière d’acide ascorbique dans un comprimé,
3-
Un flacon de volume
V=3L, est rempli de dihydrogène gazeux :
a-
Quelle quantité de
matière de dihydrogène contient le flacon ?
b-
Quelle masse de
dihydrogène contient le flacon ?
Les données : Le volume molaire dans ces conditions
est et .
- - - - - - - - - - - - -
- - - - - - - - - - - - - - - - - - - - fin du cours - - - - - - - - - - - - - - - - - -
- - - - - - - - - - - - - - -
La quantité de matière cours
avec des corrections des activités
I- Du microscopique au
macroscopique :
3-
La mole :
d-
Activité :
Déterminer N le nombre d'atomes de fer contenus dans un échantillon de
fer de masse m=20g,
Sachant que la masse d'un atome de fer est : m(Fe)=56.1,675.10-27kg
Alors m(Fe)=56x1,675.10-24g=m(Fe)=9,38.10-23g
e-
Remarque :
Le nombre d'atomes de fer contenus dans l'échantillon est : :c'est très
grand ‼
f-
Conclusion :
Ø
Une quantité de particules
microscopiques (atomes, molécules, ions, protons, électrons...) constitue ce
que l'on appelle une quantité de matière, notée n,
Ø
La mole peut utiliser comme
unité de base du système international, tel qu’une mole est un ensemble
de 6,023.1023 particules identiques.
4-
Le nombre d'Avogadro :
Le nombre 6,023.1023 porte le nom de constante
d'Avogadro NA tel
que NA=6,023.1023mol-1
C’est le nombre d’atomes dans 12g de carbone 12
Application 1 : Calculer n la quantité de matière de
20g de fer,
Correction 1 : Calculons n la quantité de matière de 20g
de fer :
On sait que : , Alors
II- Masse molaire :
5-
Masse molaire atomique :
c-
Activité :
Calculer la masse d'une mole des éléments chimiques suivants : H, C, O,
N. On donne la masse des ces atomes :
m(C)=1,993.10-23g, m(H)=0,167.10-23g,
m(N)=2,345.10-23g et m(O)=2,658.10-23g
d-
correction:
Calculons la masse d'une mole des ces éléments chimiques :
M(H)=NA. m(H)=6,023.1023 .0,167.10-23=1g/mol,
M(C)=NA. m(C)=6,023.1023 .1,993.10-23=12g/mol
M(N)=NA. m(N)=6,023.1023 .2,345.10-23=14g/mol,
M(O)=NA. m(O)=6,023.1023 .2,658.10-23=16g/mol
e-
conclusion:
La masse molaire d'une espèce chimique, notée M, est la masse
d'une mole de cette espèce chimique, s'exprime en g/mol, donc la masse
molaire atomique est la masse d'une mole d'atomes de l'espèce considérée.
6-
Masse molaire moléculaire :
c-
Activité :
Calculer la masse d'une mole des moléculaires suivantes: H2O,
C2H6, O2, N2, H2 :
On donne :M(H)=1g/mol M(C)=12g/mol
, M(N)=14g/mol M(O)=16g/mol
d-
Correction :
Calculons la masse d'une mole pour ces molécules :
M(H2O)=2M(H)+M(O) =2x1+16=18g/mol, M(C2H6)=
2M(C)+6M(H)= 2x12+6x1=30g/mol,
M(O2)= 2M(O)=2x16=32g/mol, M(N2)= 2M(N)=2x14=28g/mol
et M(H2)= 2M(H)=2x1=2g/mol.
e-
Conclusion :
Ø
La masse molaire
moléculaire est la masse d'une mole de molécules de l'espèce considérée,
Ø
La masse molaire
moléculaire c'est la somme des masses molaires atomiques des atomes qui
constituent la molécule.
Application 2 : Déterminer la masse molaire
moléculaire des molécules suivantes : C6H14 ,O2H2 , CH3Cl:
Correction :
M(C6H14 )=6x12+14x1=86g/mol, M(O2H2)=2x16+2x1=34g/mol
et M(CH3Cl)=1x12+3x1+1x35,5=50,5g/mol,
7-
La masse molaire et la quantité de matière :
La quantité de matière n d'une masse m d'un corps est donnée par la
relation suivante : tel que :
n : quantité de matière du corps (en mol), m : la masse du corps (en g)
et M : la masse molaire (en g/mol).
Remarque :
Pour les solides et les liquides, la densité est donnée par la relation
suivantes :
Donc avec alors
Application 3 :
Calculer la quantité de matière contenue dans une masse m=50g de fer. On donne
M(Fe)=56g/mol
Correction : On sait
que alors
III- Quantité de matière pour un
gaz :
5-
Le volume molaire :
Ø
Le volume molaire d'un gaz
est le volume occupé par une mole de ce gaz dans des conditions de
pression et de température données,
Ø
A une température et une
pression données, tous les gaz ont le même volume molaire,
Ø
Le volume molaire d'un gaz se note Vm, il
s'exprime en L/mol,
Remarque :
Dans les conditions ordinaires de température et de pression : T=20°C
et P=1atm : on aura Vm=24,0L/mol,
Dans les conditions normales de température et de pression : T=0°C et
P=1atm : on aura Vm=22,4L/mol,
Le volume molaire des gaz est indépendant de la nature du gaz, il
dépend uniquement de la température et de la pression.
6-
La quantité de matière des gaz et volume molaire :
La quantité de matière contenue dans un volume V d'un gaz est donnée
par la relation suivante : tel que : est la quantité
en (mol), V est le volume en (L) et VM est le volume
molaire en (L/mol)
7-
Loi d'Avogadro-Ampère :
Des volumes égaux des gaz différents, pris dans les mêmes conditions de
température et de pression, contiennent le même nombre de molécules.
8-
Densité : Pour les gaz, la densité est
donnée par la relation suivantes :
.
Dans les conditions normales : on a Donc
Exercice d’application :
7-
Un atome
d’aluminium a une masse m(Al)=9,12×10-23g :
e-
Calculer le nombre
d’atome d’aluminium présente dans un échantillon de masse m=50g,
f-
Déterminer la
quantité de matière correspondant. On donne NA=6,023×1023mol-1.
8-
Un comprimé de
vitamine C contient 500mg d’acide ascorbique C6H8O6 :
e-
Calculer la masse
molaire de l’acide ascorbique,
f-
Calculer la
quantité de matière d’acide ascorbique dans un comprimé,
9-
Un flacon de volume
V=3L, est rempli de dihydrogène gazeux :
e-
Quelle quantité de
matière de dihydrogène contient le flacon ?
f-
Quelle masse de
dihydrogène contient le flacon ?
Le volume molaire dans ces conditions est
Les molécules organiques
I- Les molécules organiques
ü Les molécules organiques sont essentiellement constituées d'atomes de carbone et d'hydrogène, parfois d'atomes d'oxygène, d'azote, de soufre....
II- Types de squelettes carbonés :
III- Les alcanes
1- Définition des alcanes :
ü Les alcanes sont des hydrocarbures saturés (ils sont constitués par des atomes de carbone et des atomes d'hydrogène liés entre eux par des liaisons simples C-C et C-H),
ü La formule brute générale des alcanes est : Cn H2n+2 ( n : entier naturel non nul).
a- Remarque :
ü La formule brute indique le nombre et la nature des atomes constituant la molécule,
ü La formule développée fait apparaître tous les atomes et toutes les liaisons entre les atomes de la molécule,
ü La formule semi-développée fait apparaître tous les atomes et toutes les liaisons entre les atomes à l'exception des liaisons avec les atomes d'hydrogène,
ü L’écriture topologique est une représentation simplifiée dans laquelle la liaison entre les atomes de carbones est représentée par un segment dont chaque extrémité correspond à un atome de carbone.
b- Exemple du butane
La formule brute, La formule semi-développée, la formule développée et l’écriture topologique.
2- Nomenclature des alcanes à chaine linéaire :
a- Définition
ü Le nom d'un alcane est formé d’un terme dépendant du nombre d’atomes de carbone dans la chaîne, suivi du suffixe “ane”,
ü Exemples.
b- Remarque
ü Les radicaux alkyls ont pour formule brute : -CnH2n+1,
ü Un radical alkyle dérive d'une molécule d'alcane par perte d'un atome d’hydrogène,
ü Le nom d'un radical alkyl s'obtient à partir du nom de l'alcane correspondent (qui a le même nombre d'atomes de carbones) en échangeant la terminaison (ane) par (yle),
ü Exemples : Nombre d’atome, l’alcane, le nom d’alcane, l’alkyle et le nom d’alkyle.
3- Nomenclature des alcanes à chaine ramifiés :
a- Définition
ü Le nom principal de l'alcane ramifié est donné par la chaine carbonée la plus longue devant lequel on place les noms des radicaux alkyl numérotés en utilisant les plus petits nombres possibles et classés par ordre alphabétique.
b- Remarque :
Lorsque les mêmes radicaux sont répétés on utilise les préfixes multiplicateur (di, tri, tétra, …),
c- Exemples :
4- Les cycloalcanes :
a- Définition
ü Les cycloalcanes sont des hydrocarbures cycliques dont la formule brute générale est : CnH2n,
ü Le nom d'un cycloalcane s'obtient en utilisant le préfixe 'cyclo' suivi par le nom de l'alcane correspondant.
b- Exemples :
IV- Les alcènes
1- Définition des alcènes :
Les alcènes sont des hydrocarbures insaturés caractérisés par la présence d'une double liaison C=C. Leur formule brute générale est CnH2n (n entier naturel),
2- Nomenclature des alcènes :
La nomenclature des alcènes ressemble à celle des alcanes de même squelette, en remplaçant la terminaison " ane " par " ène". Dans ce cas la chaîne principale est la chaîne la plus longue qui contient la double liaison.
a- Remarque :
On place entre deux tirets, le numéro (le plus petit possible) qui désigne la position de la liaison double.
b- Exemples :
V- Isoméries :
1- Définition :
On appelle isomères, des molécules ayant la même formule brute mais des représentations développées ou semi développées différentes.
2- Types d’isomérie
a- Isomérie de constitution
On parle d'isomérie de constitution lorsque les molécules ont la même formule brute mais des formules développées et semi-développées différentes,
Exemples : isomérie de chaine, isomérie de position et isomérie de fonction.
b- Isomérie géométrique
Les isoméries géométriques (Stéréo-isomères ou Isomérie de configuration) ont la même formule brute, le même nombre et le même type d'atomes, mais que la disposition spatiale de ces atomes dans l'espace est différente.
Exemples :
Concentrations et solutions électrolytiques
I- Structure d’un corps solide ionique
1- Définition
Les corps solides ayant une forme propre difficile à déformer peuvent exister sous deux états différents :
ü Etat désordonné caractérisé par une structure non ordonnée,
ü Etat ordonné caractérisé par une structure cristalline ordonnée.
Les solides ioniques cristallins sont électriquement neutres,
2- Formules des corps ioniques solides
La formule d’un corps solide ionique indique la nature et le nombre des ions qui le constituent sans préciser la charge que prend chacun des
3- Les molécules polaires
a- Activité
ü dans la molécule de chlorure d’hydrogène , le chlore étant beaucoup plus électronégatif que l’hydrogène, le doublet liant de cette molécule va être beaucoup plus proche de l’atome de chlore que l’atome d’hydrogène,
ü ce qui provoque l’apparition d’une charge partielle négative sur l’atome de chlore et d’une charge partielle positive sur l’atome d’hydrogène.
ü La liaison est dite polarisée et la molécule a un caractère dipolaire.
Exemple : la molécule ,
Donc la molécule d’eau est polaire : est un solvant polaire,
Conclusion
ü Une molécule est dite polaire lorsque les barycentres des charges positives et négatives ne sont pas confondus.
ü Les molécules polaires ont des propriétés particulières, elles sont notamment solubles dans l’eau.
II- Les solutions aqueuses électrolytiques :
1- Rappel
ü Lorsqu’on dissout une espèce chimique (solide, liquide ou gazeuse), dans un liquide on obtient une solution,
ü L’espèce chimique dissoute est appelée le soluté,
ü Le liquide dans lequel on dissout l’espèce chimique est appelé le solvant,
Remarque
ü Si le soluté n’est pas totalement dissout, la solution obtenue est saturée, donc la solution n’est pas homogène,
ü Si le solvant utilisé est l’eau, on obtient une solution aqueuse.
2- Solutions électrolytiques
Les solutions électrolytiques sont des solutions conductrices du courant électrique, cette conductivité est due aux ions (anions et cations), donc les solutions électrolytiques sont des solutions ioniques.
3- Dissolution d’un électrolyte dans un solvant polaire
La dissolution d’un électrolyte dans un solvant polaire se fait en trois étapes successives :
ü La dissociation,
ü Solvatation (hydratation si le solvant est l’eau),
ü Dispersion.
4- Equation de la dissolution
ü Equation de dissolution du chlorure de sodium (soluté) dans l’eau (solvant polaire) est :
ü Equation de dissolution du chlorure d’hydrogène (soluté) dans l’eau (solvant polaire) est :
ü Equation de dissolution du chlorure de l’acide sulfurique (soluté) dans l’eau (solvant polaire) est :
III- Concentration molaire
1- Concentration molaire d’une solution :
La concentration malaire d’un soluté se symbolyse par est donnée par la relation suivante :
2- Concentration molaire effective
La concentration molaire effective d’une espèce chimique effectivement présente dans la solution se symblyse par est donnée par la relation suivante :
3- La relation entre la concentration molaire et la concentration massique
a- La concentration massique :
La concentration massique est une grandeur qui correspond au rapport de la masse du soluté dissous par le volume total de la solution , est donnée par la relation suivante , elle s’exprime en .
b- La relation entre la concentration molaire et la concentration massique :
On
Pour préparer une solution aqueuse de sulfate de sodium , on disout une masse :
1- Rappeler les étapes de dissoltuion d’un élctrolyte
2- Calculer la concentration molaire de la solution,
3- Ecrire l’équation de dissoulution de soluté ,
4- Calculer les concentration des ions présentes en solution,
5- Calculer la concentration massique du soluté,
On donne : , et , volume de la solution,
Les grandeurs physiques liées aux quantités de matière
I- Quantité de matière d’un liquide ou un solide :
1- Rappel :
· La quantité de matière d'un échantillon est le nombre de moles contenues dans cet échantillon,
· On appelle une mole la quantité de matière d’un système contenant un nombre des entités élémentaires (atomes, molécules, ions ....etc.) égal au nombre des atomes existant
dans 12g de carbone.
Ce nombre est égal au 6,02.1023 : nombre d'Avogadro
2- Relation entre le volume et la quantité de matière
a- La masse volumique et la densité
· La masse volumique d’une espèce chimique est égale au rapport de sa masse par son volume, son unité dans le S.I est : kg/m3, et on écrit :
· La densité d’un corps est le rapport entre la masse volumique de ce corps et la masse volumique d’un corps de référence (l’eau pour les liquides et les solides et l’air pour les gaz) :
b- Relation entre le volume et la quantité de matière
Application 1 :
a- Calculer la quantité de matière existant dans 120g de l’eau pur ,
b- Calculer le volume de hexane (liquide de masse volumique ) qu’il faut utiliser pour obtenir la quantité de matière .
Données : , .
II- Quantité de matière d’un gaz
1- Volume molaire
Le volume molaire Vm d’un gaz est le volume occupé par une mole de ce gaz dans des conditions de pression et de température données, il s’exprime en L.mol-1
Remarque :
Dans les conditions ordinaires de température et de pression : T=20°C et P =105Pa : on aura Vm=24,0L/mol,
Dans les conditions normales de température et de pression : T=0°C et P =105Pa : on aura Vm=22,4L/mol,
Le volume molaire des gaz est indépendant de la nature du gaz, il dépend uniquement de la température et de la pression.
2- Relation entre de la quantité de matière d’un gaz et le volume molaire
La quantité de matière d’un gaz est donnée par la relation suivante :
3- Loi de Boyle-Mariotte :
a- Expérience :
On utilise une seringue liée à un manomètre, on fait varier le volume d'une quantité d'air et on mesure sa pression enfermé dans la seringue et dans chaque cas on indique le volume correspondant.
Au cours de l’expérience, on presse doucement sur la seringue pour que la température reste constante.
Les résultats des mesures sont regroupés dans le tableau suivant :
b- Remarques :
On constate que la pression de l’air augmente et son volume diminue, mais le produit reste constante pour une température donnée.
c- Conclusion (Enoncé de la loi) :
A température constante, pour une quantité de matière donnée de gaz, le produit de la pression par le volume de ce gaz reste constant :
4- Equation d’état d’un gaz parfait :
· Un gaz est dit parfait si les interactions entre les molécules qui le constituent sont très faibles. À faible pression tout gaz peut être assimilé à un gaz parfait,
· Les gaz parfaits sont régis par une équation appelée équation des gaz parfaits :
Avec P : pression (Pa), V : volume (m3), T : température absolue en kelvin (K), n : quantité de matière (mol), et R : la constante des gaz parfaits .
Remarque :
La température en degré Celsius () et
la température absolue T en kelvin ()
sont liées par la relation:
5- Densité d’un gaz :
La densité d'un gaz par rapport à l'air
est donnée par la relation suivante :
C’est une grandeur sans unité, avec
est la masse molaire du gaz.
Application 2 :
1- Calculer la quantité de matière
d’air contenu dans un ballon de volume dans les
conditions normales de la température et de
pression, puis dans les conditions ordinaires,
2- Le benzène (C6H6) est un solvant
organique préparé à partir de dérivés du pétrole.
A une température de 20°C, sous une
pression de 1,013.105Pa, le benzène est un corps
pur liquide, de densité de 0,88. On dispose d’un
échantillon de 2,16L de benzène liquide à 20°C :
a- Pourquoi est-il nécessaire de
préciser la température d’un corps pur liquide pour
donner une valeur de sa densité ?
b- Donner l’expression de la masse
volumique du benzène, calculer sa valeur en Kg/L,
c- Calculer la masse de l’échantillon de benzène,
puis calculer sa masse molaire,
d- Calculer la quantité de matière de
benzène que contient l’échantillon.
