Interview
La quantité de matière, la concentration molaire et le volume molaire
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La quantité de matière, la concentration molaire et le volume molaire
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Chapitre 1La quantité de matière, la concentration
molaire et le volume molaire
Au cours du XXe siècle, les scientifiques amenés très souvent à travailler avec
des nombres d’atomes ou de molécules extrêmement grands, veulent
simplifier leurs calculs et inventent par commodité une nouvelle unité : la mole.
En 1971, la mole devient l’unité officielle de la quantité de matière ! Pour
faciliter le « comptage » de la matière, on part du principe qu’une mole
d’atomes correspond à un nombre, une constante égale à 6,02.1023 atomes !
L’année dernière, vous vous êtes « amusés » à calculer la quantité de matière
d’une espèce chimique à partir de son nombre d’entités… Comment ça
non ? Mais si, rafraîchissement de mémoire : La quantité de matière se note n,
N représente le nombre d’entités présentes dans l’échantillon :
N Sans unité
mol n=
NA
mol–1
Avec NA, la célèbre constante de M. Avogadro qui s’exprime en mol–1.
Cette année, on va aller encore plus loin en ajoutant des formules ! Je vais
vous apprendre à calculer la quantité de matière d’une espèce chimique à
partir de sa masse puis de sa masse volumique et enfin de son volume
molaire !
Dans un deuxième temps, on abordera la notion ultra essentielle concernant
la concentration molaire d’une espèce chimique. A cette occasion, je vous
donnerai 2 protocoles de TP illustrant la dissolution et la dilution. ATTENTION : il
faudra les connaître par cœur, c’est-à-dire, savoir les schématiser
parfaitement et connaître le nom de la verrerie utilisée… Pas d’inquiétude, je
vous ai facilité comme d’habitude, votre vie de jeune étudiant chimiste en
vous préparant une série de méthodes claires, précises et très efficaces ! Assez
parlé, on se met au boulot ! Commençons par quelques rappels de 2de…
METHODE 1 : Définir la mole : unité de la quantité de matière
Principe
La quantité de matière d’un solide, liquide ou gaz se note « n ». C’est une
grandeur physique (car mesurable) qui s’exprime en mole de symbole « mol ».
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, 2 Chapitre 1
La définition ultra-classique et rigoureuse donnée dans tous les manuels
scolaires de la mole est la suivante : « une mole contient autant d’entités
chimiques qu’il y a d’atomes dans 12,0 g d’atomes de carbone 12 ». Ainsi, une
mole contient 6,02.1023 entités chimiques identiques…
Le seul problème, c’est qu’en général vous ne comprenez rien au sens de
cette phrase… C’est embêtant !
Comme je l’ai dit en intro, la mole est l’unité de la quantité de matière
présente dans un solide, un liquide ou un gaz. On l’a inventé pour deux raisons
majeures : la première, c’est qu’elle permet de dénombrer la matière et la
deuxième raison est qu’elle permet de simplifier les calculs… Eh oui, quand
vous comptez par exemple le nombre d’atomes présents dans une barre de
fer, il y en a des milliards de milliards de milliards… Ça fait beaucoup de 0 dans
les calculs !
Le chimiste « s’amusera » à compter non pas le nombre d’atomes mais le
nombre de moles d’atomes présentes dans ce morceau de fer ! (Ils sont rusés
ces chimistes…)
Pour vous éclaircir les idées, une mole, c’est un peu comme un grand sac
dans lequel vous pourriez y mettre 6,02.1023 objets identiques.
Ainsi, une mole d’atomes correspond à un sac contenant 6,02.1023 atomes, de
même, une mole d’ions correspond à 6,02.1023 ions… Capito ? Va bene !
METHODE 2 : Savoir calculer la masse molaire moléculaire
Principe
La masse molaire atomique d’un élément chimique est la masse d’une mole
d’atomes de cet élément chimique. L’unité est le gramme par mole, notée
g.mol–1.
Par exemple, la masse molaire atomique de l’oxygène est M(O)= 16,0 g.mol–1.
La masse molaire moléculaire est égale à la somme des masses molaires
atomiques des éléments chimiques constituant la molécule. L’unité est toujours
le gramme par mole, notée g.mol–1.
Ainsi, la masse molaire de la molécule d’eau H2O est :
M(H2O) = 2 x M(H) + M(O) = 2 x 1,00 + 16,0 = 18,0 g.mol–1.
Exemple 1 : Quelle migraine ! Pas vous… moi !
Un élève, suite à une longue journée de travail intensif, manifeste un début de
migraine. Afin de soigner ce mal de tête, il prend un cachet d’aspirine de
formule brute C9H8O3. Déterminer la masse molaire moléculaire de l’aspirine.
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