La mole : unité de quantité de matière

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1 La mole : unité de quantité de matière Historique En 1827, Brown observe le mouvement erratique des grains de pollen à la surface de l'eau. Il pense tout d'abord que ce mouvement est dû à la vie, mais il constate qu'on observe le même phénomène avec des poussières minérales. En 1888, Gouy note que le mouvement est d'autant plus vif que les particules sont petites. De plus, le mouvement est plus actif dans les fluides les moins visqueux et à plus haute température. Mais, surtout, le mouvement ne s'arrête jamais. En 1905, Einstein, qui voulait trouver une preuve expérimentalement vérifiable de l'existence de molécules de taille bien définie, réalise des travaux sur le mouvement brownien. En 1908, Jean Perrin, qui est un partisan de la théorie atomiste, voulut vérifier les prédictions d'einstein. Il démontre un accord entre la théorie et l'expérience, ce qui confirme le bien-fondé des hypothèses atomiques et moléculaires. Il va également mesurer la constante d'avogadro. Amedeo Avogadro, est un physicien et chimiste né à Turin le 9 août 1776 et mort le 9 juillet Il est connu pour sa loi : la loi d Avogadro (ou loi d Avogadro- Ampère) : en 1811, il publie que 1 L de gaz contient toujours le même nombre N de particules. 1. La mole 1.1. Une question d échelle En chimie, pour déterminer la quantité de matière d un échantillon, on mesure soit la masse avec une balance ou le volume avec une éprouvette en fonction de l état physique de l échantillon (solide, liquide ou gazeux). Ces mesures sont effectuées à notre échelle appelée échelle macroscopique. Cependant les atomes (ou ions, ou molécules, ) ont des masses et des volumes si petits qu ils ne peuvent être mesurés avec une balance ou une éprouvette graduée. On appelle donc cette échelle : l échelle microscopique. Prenons l exemple de la réaction de du carbone avec le dioxygène. L équation de la réaction est : C + O 2 CO 2 A l échelle microscopique (échelle des corpuscules individuels), 1 atome de carbone s associe à une molécule de dioxygène pour former une molécule de CO 2. A l échelle macroscopique (dimensions perceptibles par l homme) le chimiste prend par exemple 12 g de carbone qu il dépose dans une enceinte contenant 32 g de dioxygène. Cette réaction fait intervenir un très grand nombre d atomes.

2 1.2. La mole (symbole : mol) Afin de passer de l échelle macroscopique à l échelle microscopique, le chimiste a introduit la constante d Avogadro N A. On ne raisonnera donc plus en nombre d atomes mais en «paquets» d atomes. Définition Par convention, la constante d Avogadro est le nombre d atomes de carbone 12 ( 12 C) contenu dans une masse de 12 g de carbone 12. Donc une mole (un «paquet») est la quantité de matière d un système qui contient autant d entités individuelles qu il y a d atomes dans 12 g de carbone 12. La mole est une unité de grandeur chimique. Une mole d entités contient N A atomes, soit 6,022 x entités. N A = 6,022 x mol 1. Reprenons l exemple de la réaction du carbone avec le dioxygène. L équation de la réaction est : C + O 2 CO 2 On peut également dire qu à l échelle macroscopique, une mole de carbone réagit avec une mole de dioxygène pour former une mole de dioxyde de carbone Quantité de matière La quantité de matière est le nombre de moles de matière contenues dans un échantillon ; elle est notée avec la lettre n et s exprime en mole, de symbole mol. 2. Quantité de matière et masse 2.1. Masse molaire Définition La masse molaire est la masse d une mole d entités élémentaires. Elle est notée M et s exprime en. On distingue deux masses molaires, la masse molaire atomique et la masse molaire moléculaire. Masse malaire atomique La masse molaire atomique est la masse d une mole d atomes. C est une grandeur caractéristique d une espèce chimique. Elle se trouve dans un tableau périodique, il est donc inutile d apprendre ces valeurs par cœur.

3 Par exemple : Carbone : M C = 12,0 g.mol -1 Oxygène : M O = 16,0 g.mol -1. Masse molaire moléculaire La masse molaire moléculaire est la masse d une mole de molécules. Une molécule est un assemblage d atomes. La masse molaire moléculaire s obtient donc en additionnant les masses molaires atomiques de chacun des atomes qui constituent cette molécule Masse molaire de l eau H 2 O M(H 2 O) = 2 MH + MO = 2 x 1,0 + 16,0 = 18,0 g.mol -1. Masse molaire de l éthane C 2 H 6 M(C 2 H 6 ) = 2 M C + 6 M H = 2 x 12,0 + 6 x 1,0 = 30,0 g.mol Relation entre quantité de matière et masse D après la définition de la masse molaire, on a la relation : Exemple : M(H 2 O) = 18,0 g.mol -1. Quelle est la quantité de matière contenue dans 100 g d eau? n = 100 / 18,0 = 5,55 mol Quelle est la masse de 0,2 mol d éthane? m = n x M = 0,2 x 30,0 = 6,0 g

4 Solutions et concentrations molaires 1. Les solutions aqueuses Une solution aqueuse est le mélange liquide homogène obtenu après dissolution dans l eau d une ou plusieurs espèces chimiques. L eau (majoritaire) s appelle le solvant ; les espèces dissoutes sont les solutés. Exemples Sirop et boissons gazeuses : soluté : solide moléculaire saccharose C 12 H 22 O 11. Eau de mer : principale soluté : ions Na + et Cl. Les boissons gazeuses contiennent du gaz carbonique CO Dissolution d une espèce chimique 2.1. Que contient une solution aqueuse? La dissolution disperse uniformément les entités chimiques (molécules ou ions) constituant le soluté parmi les molécules d eau. saccharose dans l eau, sel dans l eau. goût sucré ou salé homogène Concentration molaire d une espèce en solution La concentration molaire d une espèce A dans une solution, est égale à la quantité de matière de cette espèce présente dans un litre de solution. Elle est notée [A] ou C et s exprime en mol.l 1. Exemple Un morceau de sucre de 6.0 g, constitué de saccharose de formule C 12 H 22 O 11 est dissous dans un verre d eau de volume V = 180 ml. Que vaut la concentration c en C 12 H 22 O 11 dans le verre? c = 0.10 mol.l 1. Exemple Sur l étiquette d une eau minérale, on peut lire (magnésium : 85 mg/l Le magnésium y est présent sous la forme d ions Mg 2+. Calculer la quantité de matière d ions Mg 2+ présents dans une bouteille d un litre et demi de cette eau minérale. En déduire la concentration molaire en ions Mg 2+ dans cette bouteille. n Mg2+ bouteille = 5,3 x10 3 mol. [Mg 2+ ] = 3,53 x 10-3 mol.l -1

5 2.3. (RAPPEL) Concentration massique d une espèce en solution La concentration massique d une espèce A dans une solution, est égale à la masse de cette espèce présente dans un litre de solution. Elle est notée C ma et s exprime en g.l Relation entre la concentration molaire et la concentration massique Connaissant la masse molaire d une espèce chimique, il est très facile de passer de la concentration molaire à la concentration massique de cette espèce chimique. Démonstration C m = m/v = n x M /V =n/v x M = C x M 2.5. Préparation d une solution par dissolution d un composé solide Peser le solide à introduire dans la fiole à l aide d un sabot de pesé et l introduire dans une fiole jaugée de 100 ml. Rincer le sabot avec de l eau distillée. Remplir la fiole à la moitié environ avec de l eau distillée et, après l avoir bouchée, l agiter pour dissoudre le solide. Lorsque le mélange est homogène, compléter avec de l eau distillée jusqu à 1 cm sous le trait de jauge. Poursuivre à l aide d une pipette simple pour terminer au trait de jauge. Reboucher la fiole puis la retourner plusieurs fois pour bien homogénéiser la solution.

6 3. Dilution d une solution 3.1. Principe d une dilution Diluer une solution consiste, en lui ajoutant de l eau distillée, à obtenir une solution moins concentrée. La solution initiale de concentration supérieure est appelée solution-mère. La solution finale de concentration inferieure est appelée solution-fille (solution diluée) Relation entre les concentrations initiales et finales d une espèce chimique lors d une dilution Lors d une dilution il y a conservation de la quantité de matière du soluté. n i = n f C i V i = C f V f C i, C f concentrations molaires des solutions mère et fille, V i, V f volumes des solutions mère et fille, n i, n f : quantités de matières de soluté dans les solutions mère et fille. De la même manière, lors d une dilution il y a conservation de la masse de soluté m i = m f C mi V i = C mf V f C mi, C mf concentrations massiques des solutions mère et fille, V i, V f volumes des solutions mère et fille, m i, m f : masse de soluté dans les solutions mère et fille.. Exemple On dispose d une solution mère de diiode dans laquelle [I 2 ] = 2,0 x 10 3 mol.l 1 Quel volume de solution mère doit-on prélever pour obtenir 250 ml de solution dans laquelle [I 2 ] = 1, mol.l 1? V i = 12,5 ml 3.3. Réalisation d une dilution Les volumes initial et final doivent être mesurés avec précision, c'est-à-dire avec de la verrerie jaugée : pipette, burette et fiole. Prélever 5,0 ml de solution-mère à l aide d une pipette jaugée 5,0 ml et munie d une propipette à partir d un bécher. On introduit la solution prélevée dans une fiole jaugée de 50 ml. Incliner la fiole de 45 Remplir jusqu à la moitié avec de l eau distillée et agiter pour homogénéiser. Poursuivre comme pour la dissolution.