Document du professeur 1/11 Niveau 2 nde THEME : LA PRATIQUE DU SPORT Physique Chimie PRELEVER UNE QUANTITE DE MATIERE Programme : BO spécial n 4 du 29/04/2010 LA PRATIQUE DU SPORT NOTIONS ET CONTENUS COMPETENCES ATTENDUES Les besoins et les réponses de l organisme lors d une pratique sportive : lors d une activité physique, des transformations chimiques et physiques se produisent et s accompagnent d effets thermiques. Les apports alimentaires constitués d espèces ioniques ou moléculaires permettent de compenser les pertes dues au métabolisme et à l effort. Inventaire et classement de quelques espèces chimiques. La quantité de matière. Son unité : la mole Constante d Avogadro, N A. Masses molaires atomique et moléculaire : M (g.mol -1 ) Pré requis o La notion de mole, quantité de matière Mots-clé o Nombre d Avogadro o Quantité de matière o Mole o Masse molaire atomique o Masse volumique o g.mol -1 Calculer une masse molaire moléculaire à partir des masses molaires atomiques ; Déterminer une quantité de matière connaissant la masse d un solide. Prélever une quantité de matière d une espèce chimique donnée. Liste de matériel : Professeur o Chlorure de sodium 1kg Ref. 01808980 o Tournure de cuivre 1 kg Ref. 01308980 o Pastilles de soude 1 kg Ref. 01817980 o Glucose monohydraté 1kg Ref. 01449980 o Fer en limaille pur 1kg Ref. 01414980 o Eau distillée 5L Ref. 01372988 o Glycérol 1L Ref. 01452980 o Bleu de méthylène en solution pur 30 ml Ref. 01258030 o Sulfate de cuivre pentahydraté 1kg Ref. 01318980 Poste élève o Erlenmeyer col étroit 250 ml Ref. 06445 o Bouchons Ref. 07561 o Turbulent lisse 20 mm (par 2) Ref. 15027 o Agitateur magnétique Ref. 15140 o Spatule double Ref. 06652 o Verre de montre diam 80mm (lot de 10) Ref. 06647 o Balance électronique à 0,1 g (portée 500 g) Ref. 06089 o Entonnoir pour poudre Ref. 06851 o Eprouvette 250 ml Ref. 08660 PIERRON 2011 Prélever une quantité de matière (page 1)
o Pipette graduée 10 ml Ref. 06611 o Propipette universelle Ref. 06657 o Tube à essais Ref. 06623 o Porte-tubes Ref. 00022 o Lunette de protection Ref. 43527 o Gants latex taille L Ref. 91693 Remarques : Document du professeur 2/11 o Un flacon contenant une dizaine de grammes de chaque substance solide précédemment recensées sera mis à disposition pour chaque poste élève. o Ce TP permet d aborder le passage de l échelle microscopique (atomes, ions, molécules) à l échelle humaine. o Les objectifs expérimentaux sont simples : l élève apprend à utiliser le matériel de base du chimiste que sont la balance mono plateau avec la fonction tare, l éprouvette graduée ainsi que les pipettes graduées. o A travers ce TP, on peut insister sur la précision des appareils de mesure, la lecture d une éprouvette et l usage d une propipette. o L emploi des pastilles de soude et du sulfate de cuivre hydraté permettront de mentionner clairement les dangers de certaines substances et les précautions à prendre dans ces cas. o Quelques rappels: Définition légale de la mole La mole est la quantité de matière d un système contenant autant d entités élémentaires qu il y a d atomes dans 12,000 000 g de carbone 12. La constante d Avogadro Elle est désignée par N A = 6,022 10 23 /mol ou 6,022 10 23 mol -1! En pratique on prendra N A = 6,02 10 23 /mol soit six cent deux mille milliards de milliards Définition de la mole d atomes. Une mole d atomes est un ensemble de N atomes appartenant au même élément chimique en tenant compte de l isotopie naturelle. Exemple: une mole d atomes de chlore 35 Cl n est composée que de ce seul type d atomes. Une mole d atomes de chlore (Cl) est composée de 75% d atomes 35 Cl et de 25% d atomes 37 Cl, proportion de l isotopie naturelle. Définition de la masse molaire atomique La masse molaire atomique est la masse d une mole d atomes. Exemples : o Calcul de la masse molaire du carbone 12 Masse molaire atomique du carbone 12 = masse d un atome de carbone 12 nombre d atomes dans 1 mol d atomes Soit M ( 12 C) = m ( 12 C) N A = 1,993.10-23 6,022.10 23 = 12,00 g.mol -1 o Calcul de la masse molaire M(Cl) du chlore à l état naturel. Données : M ( 35 Cl) = 35 g.mol -1 ; M ( 37 Cl)= 37 g.mol -1 PIERRON 2011 Prélever une quantité de matière (page 2)
Document du professeur 3/11 Le chlore à l état naturel se présente sous la forme d un mélange de 75% d atomes 35 Cl et de 25% d atomes 37 Cl La masse molaire du chlore à l état naturel correspond à la masse d une mole d atomes de chlore contenant 75% d atomes de 35 Cl et de 25% d atomes de 37 Cl. Ainsi M (Cl) = (0,75 M ( 35 Cl)) + (0,25 M ( 37 Cl)) = 0,75 35 + 0,25 37 = 35,5 g.mol -1 La masse molaire moléculaire d un composé, appelée plus couramment «masse molaire» seule, est la masse d une mole de ce composé : elle s obtient par l addition des masses molaires atomiques des constituants du composé. Prolongements possibles : Histoire des sciences : Amédeo comte AVOGADRO DI QUAREGNA E CERETTO Amédeo AVOGADRO naquit à Turin en 1776. Son père, qui appartenait à la haute magistrature, lui fit faire des études de droit et il fut nommé secrétaire de préfecture à Turin. Mais il était davantage attiré par les sciences et, à 27 ans, il publia, avec son frère Felice, un mémoire intitulé «Essai analytique sur l électricité» qui lui valut d être nommé membre correspondant de l Académie des Sciences de Turin. C était un scientifique autodidacte. Il quitta l administration pour devenir professeur de «philosophie naturelle» au lycée de Vercelli où il resta pendant quinze ans. Il envoyait des mémoires aux revues italiennes et françaises, notamment celui sur «la masse relative des molécules chimiques» qui eut beaucoup d échos. En 1820, AVOGADRO devint professeur de physique mathématique à l université de Turin, mais sa chaire fut supprimée au bout de trois ans à cause de changements politiques, et il se tint en dehors de l enseignement pendant dix ans. La chaire fut alors rétablie mais attribuée au mathématicien français Augustin CAUCHY (1789-1857) qui ne l occupa qu un an. AVOGADRO reprit alors possession de ce poste dont il restera le titulaire jusqu à l âge de 75 ans. AVOGADRO fit une distinction entre atome qu il nomme «molécule élémentaire» et molécule qu il appelle «molécule intégrante». Influencé par la théorie de DALTON et en corollaire aux lois de GAY-LUSSAC, l hypothèse d AVOGADRO indique : «Des volumes égaux de substances gazeuses à pression et à température égales, contiennent des nombres égaux de molécules. Par suite, le rapport des densités est le même que le rapport des masses des molécules». Cette loi date de 1811 et fut énoncée indépendamment par AMPERE en 1814. D abord controversée et mise à l écart, l hypothèse d AVOGADRO devint la loi d AVOGADRO (ou encore «loi d AVOGADRO-AMPERE» vu la contribution d AMPERE) et commença à être admise grâce à l action du chimiste italien CANIZZARO (1826-1910) et, en France, à celle de GERHARDT (1816-1856) et LAURENT (1807-1853). C est CANIZZARO qui, en 1858, introduisit le nombre d Avogadro N A = 6,024 x 10 23, nombre d atomes d oxygène dans un atome-gramme d oxygène (16,000 g). Sa connaissance conduisit à la détermination des masses moléculaires des corps gazeux. Dans le cas des solides, la loi de DULONG (1785-1838) et PETIT (1791-1820), qui date de 1819, dit que le produit de la chaleur massique (capacité calorifique par gramme) par le poids atomique est voisin de 6,2 calories par degré. Le nombre d Avogadro a ensuite été calculé de différentes façons : d une manière approximative par lord RAYLEIGH d après la coloration bleue du ciel, puis par Jean PERRIN à partir du mouvement brownien de particules microscopiques en suspension dans l eau, découvert par EINSTEIN, et finalement par l utilisation des rayons X. AVOGADRO publia un traité en 4 volumes intitulé «Physique des corps pondérables». En tant que président de la commission des poids et mesures, il joua un rôle très important pour l adoption du système métrique en Italie. Il mourut en 1856 à Turin. Jean Talbot : Les éléments chimiques et les hommes. PIERRON 2011 Prélever une quantité de matière (page 3)
Document du professeur 4/11 La bouteille bleue Ce TP est aussi l occasion de réaliser une transformation chimique à travers l expérience de la bouteille bleue en réinvestissant les connaissances expérimentales et théoriques abordées au préalable. Cette activité n est pas indispensable mais peut déjà sensibiliser l élève à la transformation chimique. Aucune exploitation théorique n est évidemment envisageable concernant la bouteille bleue au niveau de la seconde. PIERRON 2011 Prélever une quantité de matière (page 4)
Document du professeur 5/11 Nom : Prénom : Classe : Date : Physique Chimie Thème : La Pratique du Sport PRELEVER UNE QUANTITE DE MATIERE Objectifs : - Déterminer et prélever la masse d une substance chimique à l état solide à partir de la quantité de matière correspondante. - Déterminer et prélever le volume d une substance chimique à l état liquide à partir de la quantité de matière correspondante. ACTIVITÉ 1 : COMMENT PRÉLEVER 0,10 MOL D UNE SUBSTANCE CHIMIQUE A L ÉTAT SOLIDE? 1. Questionnement La limaille de fer, la tournure de cuivre, le chlorure de sodium, le sulfate de cuivre (II) hydraté, les pastilles de soude sont des substances solides à température ambiante. a. Peut-on, sans aucun calcul préalable, préparer 0,10 mol de limaille de fer, de tournure de cuivre, de chlorure de sodium, de sulfate de cuivre (II) hydraté, de pastilles de soude? Pourquoi? Non, il est impossible de prélever une quantité de matière avec un appareil de mesure. b. De quel matériel se sert-on pour prélever des quantités de solides? On se sert d une balance. c. Quelle grandeur faut-il connaître pour faire des prélèvements de substances avec une balance? Il faut calculer les masses de ces substances. d. La masse d une mole d atomes d un élément est appelée masse molaire atomique, elle se note M. Quelle est son unité : g.mol? g.mol -1? mol.g -1? Son unité est : g.mol -1 e. À partir des valeurs des masses molaires atomiques suivantes : M S = 32,1 - M H = 1,00 - M O = 16,0 - M Cu = 63,5 - M Na = 23,0 - M Cl = 35,5 et M Fe = 55,8, déterminer la masse molaire M de chaque corps pur figurant à la première ligne du tableau cidessous et reporter cette valeur à la ligne 3. f. En connaissant la masse molaire M de chaque corps pur ainsi que la quantité de matière n que l on souhaite prélever, comment calculer la masse m de substance à prélever? Il suffit d utiliser la relation m = n.m avec la masse m en g, la quantité de matière n en mol et la masse molaire en g.mol -1 Effectuer ce calcul pour chaque substance dont on souhaite prélever n = 0,10 mol et compléter la dernière ligne du tableau en arrondissant à 0,1 g près. PIERRON 2011 Prélever une quantité de matière (page 5)
Document du professeur 6/11 Corps pur Formule chimique Limaille de fer Tournure de cuivre Masse molaire M (en g.mol -1 ) 55,8 63,5 Quantité de matière n (en mol) Masse (en g) à 0,1g près Chlorure de sodium(sel) Sulfate de cuivre (II) hydraté Pastilles d hydroxyde de sodium Fe Cu NaCl CuSO 4, 5H 2 O NaOH 23,0 + 35,5 = 58,5 63,5 + 32,1 + (4x16) + 5 [(2 1,00) + 16,0] = 249,6 23,0 + 16,0 + 1,00 = 40,0 0,10 0,10 0,10 0,10 0,10 5,6 6,4 5,9 25 4,0 2. Manipulation Préparer dans chaque verre de montre n = 0,10 mol de chaque échantillon solide SAUF pour le sulfate de cuivre (II) hydraté dont on ne prélèvera que 0,010 mol soit le dixième de la masse calculée. Compléter le tableau en précisant pour chaque échantillon prélevé, son nom, son aspect, sa couleur et sa masse. Echantillon pesé nom Tournure de Limaille de fer Pastilles de Chlorure de Sulfate de cuivre cuivre soude sodium Aspect Brillant Métallique Légèrement Poudre mate Poudre mate brillantes Couleur Rouge Gris Blanc Blanc Bleu Masse (g) 6,4 5,6 4,0 5,9 2,5 3. Exploitation Sauf pour le sulfate de cuivre (II) hydraté, les quantités de matières des échantillons à l état solide sont toutes identiques et valent n = 0,10 mol. a. En est-il de même de leur masse? Non b. Les échantillons ont-ils tous le même volume? Non PIERRON 2011 Prélever une quantité de matière (page 6)
Compléter la conclusion ci-dessous avec les termes: «M, n, m, égale» : Document du professeur 7/11 Conclusion Pour prélever une quantité de matière n d une espèce solide, il est nécessaire de connaitre la masse molaire M de l espèce solide puis de calculer la masse m à peser à partir de la relation m = n.m. Des prélèvements d espèces solides de quantité de matière égale n ont pas la même masse. De même, des prélèvements d espèces solides de masse égale ne contiennent pas la même quantité de matière. ACTIVITÉ 2 : COMMENT PRÉLEVER 0,10 MOL D UNE SUBSTANCE CHIMIQUE A L ETAT LIQUIDE? 1. Questionnement L eau et le glycérol sont deux substances chimiques qui se présentent à l état liquide à température ambiante. a. Peut-on, sans aucun calcul préalable, préparer 0,10 mol d eau ou de glycérol? Pourquoi? Non, il est impossible de prélever une quantité de matière avec un appareil de mesure. b. De quel matériel se sert-on pour prélever les quantités de liquides sans balance? On dispose de contenants gradués: des éprouvettes ou pipettes. c. On peut déterminer le volume V d une quantité de matière d une espèce chimique à l état liquide, connaissant la masse m correspondante et la masse volumique ρ de cette espèce chimique à partir de la relation: V= m/ρ soit V= n.m/ρ sachant que pour n mol de substance de masse molaire M on a la relation m = n.m (Activité 1, f) En utilisant la relation V= n.m/ρ et en calculant au préalable la masse molaire M de chaque substance à l aide de leur formule chimique qui figure dans le tableau ci-dessous et des masses molaires atomiques ci-après: M C = 12,0g.mol -1 - M H = 1,00g.mol -1 - M O = 16,0g.mol -1 déterminer le volume V correspondant à 0,10 mol d eau et 0,10 mol de glycérol. Les réponses seront indiquées dans le tableau dans les colonnes 3 et 6 : substance Eau Glycérol Formule chimique Masse molaire M (en g.mol -1 ) Quantité de matière n (en mol) Masse volumique ρ (en g.ml -1 ) Volume V (en ml) H 2 O 18,0 0,10 1,00 1,8 C 3 H 8 O 3 92,0 0,10 1,26 7,3 PIERRON 2011 Prélever une quantité de matière (page 7)
Document du professeur 8/11 2. Manipulation a. Quel matériel doit-on utiliser pour prélever les volumes calculés? On doit utiliser des pipettes graduées munies d une propipette pour prélever 1,8 ml d eau et 7,3 ml de glycérol. b. Prélever les liquides dans les béchers mis à votre disposition et verser chaque prélèvement dans un tube à essais. Compléter et annoter les deux tubes à essais. glycérol eau 3. Exploitation Les quantités de matières des échantillons à l état liquide sont identiques et valent 0,10 mol. a. En est-il de même de leur masse? Non b. Les échantillons ont-ils tous le même volume? Non Compléter la conclusion ci-dessous avec les termes «M, n, m, ρ, égal(e)» : Conclusion Pour prélever une quantité de matière n d une substance chimique à l état liquide, il est nécessaire de connaitre la masse molaire M de l espèce, sa masse volumique ρ puis de calculer le volume V à prélever à partir de la relation V = n.m/ρ. Des prélèvements de différentes substances chimiques à l état liquide de quantité de matière égale n ont pas le même volume. De même, des prélèvements de différentes substances chimiques à l état liquide de volume égal ne contiennent pas la même quantité de matière. PIERRON 2011 Prélever une quantité de matière (page 8)
Document du professeur 9/11 ACTIVITÉ 3 : RÉINVESTISSEMENT On se propose de réaliser l expérience suivante: Dans un erlenmeyer de 250 ml, introduire, à l aide d un entonnoir et sans les toucher, n = 6,0.10-2 mol de pastilles d hydroxyde de sodium et ajouter avec de grandes précautions 7,0 mol d eau. Placer un turbulent dans l erlenmeyer, boucher l erlenmeyer avec un bouchon adapté. Mettre l erlenmeyer sur un agitateur magnétique et démarrer l agitation. Après dissolution complète des pastilles, ajouter n = 1,6.10-2 mol de glucose; poursuivre l agitation puis ajouter quelques gouttes de bleu de méthylène. Laisser reposer quelques minutes puis agiter à nouveau. 1. Pourquoi cette expérience est-elle irréalisable immédiatement? Quelles informations a-t-on habituellement pour les solides? Pour les liquides? On ne sait pas prélever des quantités de matière d espèces chimiques en mol. Pour les solides, on donne la masse de la substance en gramme, pour les liquides, on donne le volume de substance en ml par exemple. 2. Souligner dans le texte les quantités de matières de chaque espèce puis reporter les valeurs dans le tableau ci-dessous. 3. Calculer les masses molaires de chaque composé à l aide des données suivantes : Formule de l hydroxyde de sodium : NaOH (s) Formule du glucose : C 6 H 12 O 6(s) Formule de l eau : H 2 O (l) M C = 12,0 g.mol -1 - M H = 1,00 g.mol -1 - M O = 16,0 g.mol -1 - M Na = 23,0 g.mol -1 et reporter ces valeurs dans le tableau. 4. Pour déterminer les masses de poudre de glucose, de pastilles d hydroxyde de sodium et le volume d eau à prélever et ainsi réaliser cette expérience, on dispose des relations rencontrées précédemment: M = n.m pour les solides avec m : masse à peser en g; n : quantité de matière en mol; M : masse molaire en g.mol -1. V = (n. M)/ ρ pour les liquides avec V : Volume à mesurer en ml ; n : quantité de matière en mol ; M : masse molaire en g.mol -1 ; ρ : masse volumique en g.ml -1 Déterminer les masses m de soude et m de glucose à peser, le volume d eau V à prélever. Donnée : ρ eau =1,00 g.ml -1 PIERRON 2011 Prélever une quantité de matière (page 9)
Document du professeur 10/11 Composé Hydroxyde de sodium Glucose Eau Quantité de matière (en mol) Masse molaire M (g.mol -1 ) Masse à peser (en g) Volume à prélever (en ml) n = 6,0.10-2 n = 1,6.10-2 7,0 M = 40,0 M = 180 18,0 m = 2,4 m = 2,9 5. Réaliser l expérience en utilisant une éprouvette graduée pour déterminer le volume d eau. 6. Représenter l erlenmeyer juste avant une agitation, puis juste après une agitation. 126 Avant agitation Après agitation PIERRON 2011 Prélever une quantité de matière (page 10)
Document du professeur 11/11 EXERCICE D APPLICATION Se réhydrater Au cours des pratiques sportives, de grandes quantités d eau sont éliminées du corps par la transpiration. Pour se réhydrater, certains sportifs absorbent des boissons spéciales. Pour préparer une telle boisson, on dissout une masse m Glucose = 3,6 g de glucose dans un volume d eau V eau = 250 ml. 1. Calculer la masse molaire moléculaire M Glucose du glucose. 2. En déduire la quantité de matière n Glucose en glucose utilisée. 3. Quelle masse d eau m eau a-t-on utilisée pour préparer cette boisson? 4. Calculer la masse molaire moléculaire M eau de l eau. 5. En déduire la quantité de matière n eau d eau utilisée. Données : Masse volumique de l eau ρ eau =1,00g.mL -1 Formule du glucose : C 6 H 12 O 6 M C = 12,0 g.mol -1 M H = 1,00 g.mol -1 M O = 16,0 g.mol -1 Réponses 1. M Glucose = M C6H12O6 = 6 M C + 12 M H + 6 M O soit M Glucose = 6 12,0 + 12 1,00 + 6 16,0 = 180 g.mol -1 2. m Glucose = n Glucose. M Glucose soit n Glucose = m Glucose / M Glucose n Glucose = 3,6 /180 = 0,020 mol 3. m eau = ρ eau.v eau soit m eau = 1,00 250 = 250 g 4. M eau = M H2O = 2 M H + M O soit M eau = 2 1,00 + 16,0 = 18,0 g.mol -1 5. m = n.m soit n eau = m eau /M eau d où n eau = 250 /18,0 = 13,9 mol PIERRON 2011 Prélever une quantité de matière (page 11)