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Leçon n° 2 : RETOUR SUR QUELQUES NOTIONS DE CHIMIE - (Classe de Seconde)

 

Ces rappels de chimie comportent trois parties. Les deux premières parties sont essentiellement descriptives. La troisième partie est plus quantitative.

 

1 - QUELQUES ASPECTS DE LA MATIERE : ATOMES - MOLECULES - IONS


1-1 Les constituants de la matière

La matière est constituée de neutrons, de protons et d'électrons.

Particule

Charge

Masse

neutron

0

mn = 1,675 ´ 10 - 27 kg(1)

proton

+ e

mp = 1,673 ´ 10 - 27 kg (2)

électron

- e

me = 9,109 ´ 10 - 31 kg (3)

La charge électrique élémentaire, en coulomb, est e = 1,603 ´ 10 - 19 (C) (4)

Toute charge électrique est un multiple de cette charge élémentaire.

Nous allons maintenant revenir rapidement sur la constitution d'un atome, d'un ion simple et d'une molécule.


1-2 Les atomes

Un atome est constitué d'un noyau central et d'un nuage électronique.

Le diamètre du noyau est de l'ordre de 10 - 15 m. Le diamètre d'un atome est de l'ordre de 10 - 10 m. (5)

a) Le noyau central :

Le noyau X d'un atome est composé de A particules appelées nucléons (N neutrons électriquement neutres et Z protons chargés positivement) extrêmement liées par l'interaction forte, force étudiée après le baccalauréat. Cette force maintient les nucléons ensemble malgré la répulsion électrique des protons positifs.

Ce noyau sera symbolisé par avec A = Z + N (6)

· Exemple des atomes d'hydrogène.

- Le noyau de l'atome d'hydrogène le plus simple et le plus abondant, symbolisé par , est constitué d'un seul nucléon (A =1) qui est un proton (Z = 1). La relation A = Z + N donne N = 0 neutron. L'interaction forte n'a pas à intervenir. (7)

- On rencontre plus rarement et .

- On dit que , et sont des isotopes de l'élément hydrogène. (8)

· Exemple des atomes de chlore.

- L'atome de chlore le plus abondant dans la nature possède un noyau central contenant Z = 17 protons positifs et N = 18 neutrons. Le nombre de nucléons (protons et neutrons) est noté A = Z + N = 17 + 18 = 35. On symbolise ce noyau par . L'interaction forte joue un grand rôle. (9)

Z = 17 est également appelé le numéro atomique. C'est le numéro de la case du tableau périodique des éléments dans laquelle se trouve l'élément chlore.

- Dans la nature on trouve aussi l'atome de chlore avec un noyau central contenant Z = 17 protons positifs et A = 37 nucléons (protons et neutrons). Le nombre de neutrons est donné par la relation A = Z + N qui s'écrit ici 37 = 17 + N soit N = 20 neutrons. (10)

- En physique nucléaire on rencontre l'élément chlore sous la forme avec A pouvant être différent de A = 35 ou A = 37.

On dit que , , sont des isotopes de l'élément chlore. (11)

· Isotopes

Définition : Des atomes sont dits isotopes si leur noyau contient le même nombre de protons Z mais un nombre de neutrons N différent. (12)

Remarque :

- Le nombre de nucléons A = Z + N des isotopes est évidemment différent.

- Ces atomes isotopes ont le même nuage électronique (voir ci-dessous).

- Ces atomes isotopes ont le même symbole chimique et les mêmes propriétés chimiques mais leur masse est différente.

- Un élément chimique est caractérisé par son symbole et son numéro atomique Z. Par exemple Cl et Z = 17 pour le chlore. Il comporte en général plusieurs isotopes. (13)

b) Le nuage électronique - Les couches électroniques

· Loin du noyau gravitent des électrons. Un atome étant électriquement neutre possédera autant d'électrons négatifs gravitant autour du noyau que de protons positifs dans le noyau. Leur mouvement, très complexe, ne peut pas être étudié en mécanique classique. Une mécanique plus récente, la mécanique quantique, parle de probabilité de présence des électrons dans un nuage électronique.

· En classe terminale on se contente d'utiliser l'ancien modèle planétaire de Bohr (danois :1885 - 1962) qui répartit les électrons sur des couches K, L, M, N, etc.

Règle de répartition des électrons en couches (n désigne un entier > 0) (14)

La couche n

contient au maximum

2 n² électrons.

La couche n = 1 (K)

contient au maximum

2 ´ 1² = 2 électrons.

La couche n = 2 (L)

contient au maximum

2 ´ 2² = 8 électrons.

La couche n = 3 (M)

contient au maximum

2 ´ 3² = 18 électrons.

La couche n = 4 (N)

contient au maximum

à calculer

c) Quelques atomes

Le modèle de Lewis d'un atome ne représente que la couche externe du nuage électronique.

(15)

Voici les 2 isotopes naturels du chlore : K2 L8 M7 et K2 L8 M7. Les nombres noirs décrivent le noyau et la partie rouge décrit le cortège d'électrons.

Ayant le même cortège électronique, ces isotopes ont donc les mêmes propriétés chimiques mais leur masse (grandeur physique) est différente. (16)

d) Classification périodique des éléments

· Voici un tableau simplifié se limitant aux trois premières lignes : (17)

1H

2He

3Li

4Be

5B

6C

7N

8O

9F

10Ne

11Na

12Mg

13Al

14Si

15P

16S

17Cl

18Ar

Le numéro atomique qui apparaît en indice (17 pour le chlore) indique le nombre de protons positifs Z du noyau mais aussi le nombre d'électrons négatifs gravitant sur les couches électroniques (K, L, M, N,...) de l'atome, loin du noyau. (17)

Le nombre de couches électroniques est égal au numéro de la ligne du tableau périodique :

Un élément de la 2° ligne possède 2 couches d'électrons (K)2 (L)...

Un élément de la 3° ligne possède 3 couches d'électrons (K)2 (L)8 (M)...

Un atome possède au maximum 8 électrons sur sa dernière couche (couche externe ou périphérique). (18)

A chaque case occupée du tableau correspond le numéro atomique Z de l'élément étudié (lequel peut avoir plusieurs isotopes). (19)


1-3 Les molécules et les ions ( Règles de l'octet et du duet )

Les atomes de la dernière colonne de la classification périodique possèdent huit électrons (un octet) sur leur couche externe, à l'exception de l'atome d'hélium He qui possède deux électrons (un duet) sur sa couche K :

He : (K)2Ne : (K)2 (L)8 Ar : (K)2 (L)8 (M)8Kr : (K)2 (L)8 (M)18(N)8 (20)

Ces gaz nobles sont chimiquement stables.

Lors de transformations chimiques, les atomes évoluent pour acquérir la structure électronique du gaz noble le plus proche d'eux dans le tableau périodique. Ils acquièrent ainsi une plus grande stabilité. Ils obéissent soit à la règle du duet, soit à la règle de l'octet.

a) Règle du duet - Règle de l’octet.

· Règle du duet : Les atomes proches de l'hélium évoluent pour acquérir deux électrons externes comme l'hélium He. (21)

· Règle de l'octet : Les autres atomes évoluent pour acquérir huit électrons sur leur couche externe comme les gaz nobles et stables (autres que He) de la dernière colonne du tableau périodique. (22)

Ces évolutions aboutissent à des molécules ou à des ions.

b) Les molécules 

On utilise la représentation plane de Lewis ou celle "tridimensionnelle" de Cram.

· Représentation plane de Lewis

Pour former une molécule, les atomes s'associent en formant des liaisons covalentes.

Une liaison covalente est formée par un doublet liant résultant de la mise en commun de deux électrons fournis par chacun des atomes liés.

Cette liaison est représentée par un trait entre les deux atomes liés.

Un doublet de la couche externe d'un atome qui ne sert pas à établir une liaison avec un atome voisin est un doublet non liant. Il est également représenté par un tiret proche de l'atome.

Le modèle de Lewis représente la molécule dans un plan. On y place tous les doublets liants et non liants.

Voici quelques exemples :

 (23)

Ce modèle plan de Lewis indique quels sont les atomes qui sont liés dans la molécule, mais il ne donne aucune indication sur la répartition des atomes dans l'espace à trois dimensions.

Le modèle de Cram permet, lui, de modéliser la géométrie spatiale de la molécule.

· Représentation "tridimensionnelle" de Cram

- Cette représentation de Cram, que doit précéder la représentation de Lewis, s'obtient en tenant compte du fait que les doublets liants ou non liants, formés de deux électrons négatifs, se repoussent électriquement et se placent de façon à être le plus éloignés possibles les uns des autres.

- Conventions : Les liaisons entre atomes sont modélisées de la façon suivante (représentation de Cram) :

(24)

Chaque trait représente un doublet liant (2 électrons fournis, l'un par l'atome C, l'autre par l'atome H).

- Les atomes C : (K)2 (L)4 H : (K)1 O : (K)2 (L)6 N : (K)2 (L)5 donnent naissance à de nombreuses molécules dans lesquelles l'atome H satisfait à la règle du duet alors que les atomes C, O et N satisfont à la règle de l'octet.

- La molécule d'eau représentée ci-dessous contient 2 doublets liants et 2 doublets non liants.

- La molécule d'ammoniac contient 3 doublets liants et 1 doublet non liant.

(25)

· Valence d'un atome

L'atome d'hydrogène forme une liaison avec son voisin, il est dit monovalent. (26)

L'atome d'oxygène forme deux liaisons avec son ou ses voisins, il est divalent. (27)

L'atome d'azote, présent dans l'ammoniac, forme trois liaisons avec ses voisins, il est trivalent. (28)

L'atome de carbone forme quatre liaisons avec ses voisins, il est dit tétravalent. (29)

· L'atome de carbone est digonal (deux cotés) s'il est lié à deux voisins, trigonal (trois cotés) s'il est lié à trois voisins, tétragonal (quatre cotés) s'il est lié à quatre voisins. Mais l'atome de carbone est toujours tétravalent car il est entouré de quatre liaisons. (30)

· Expérience : Si on plante deux aiguilles dans une orange de façon à ce que ces aiguilles soient le plus loin possible, elles formeront un angle de 180° (voir le modèle de CO2). Si on plante trois aiguilles dans une orange de façon à ce que ces aiguilles soient le plus loin possible, elles formeront un angle de 120° (voir le modèle de H2CO). Si on plante quatre aiguilles dans une orange de façon à ce que ces aiguilles soient le plus loin possible, elles formeront un angle voisin de 109° (voir les modèles de CH4, NH3, H2O)

· Remarque :

· Une liaison multiple est assimilée à une liaison simple mais plus volumineuse et plus répulsive. (31)

· De nombreux autres exemples sont donnés dans la suite du cours. Ces exemples satisfont à la règle de l'octet et à celle du duet. (32)

· Dans l'enseignement post baccalauréat on rencontrera des composés chimiques que ne satisfont pas à la règle de l'octet. (33)

· Exercice : Représenter les modèles de Lewis et de Cram des molécules d'éthane C2H6 et de dichloroéthane C2H4Cl2.

 (34)

Il existe le 1, 1-dichloroéthane et le 1, 2-dichloroéthane. Ce sont 2 isomères car il existe 2 formules développées différentes pour 1 seule formule brute C2H4Cl2.

c) Les ions simples 

· L'atome de lithium Li : (K)2 (L)1 donne naissance à l'ion stable Li + : (K)2 à comparer à He : (K)2. L'ion Li + satisfait à la règle du duet.

· L'atome d'hydrogène H : (K)1 donne rarement naissance à l'ion H - : (K)2 à comparer à He : (K)2. L'ion H - satisfait à la règle du duet.

· L'atome d'hydrogène H : (K)1 donne souvent naissance à l'ion H + : (K)0 (exception à la règle du duet).

· L'atome d'oxygène O : (K)2 (L)6 donne naissance à l'ion stable O - - : (K)2 (L)8 à comparer à Ne : (K)2 (L)8. L'ion O - - satisfait à la règle de l'octet.

d) Les ions complexes

Nous citerons quelques ions complexes. Tous satisfont aux règles du duet pour H et de l'octet pour O et N.

· L'ion oxonium (ou hydronium) H3O+ (structure pyramidale à base triangulaire) :

que l'on note parfois simplement H + (aq) (35)

· L'ion hydroxyde HO - (structure linéaire évidente) :

(36)

· L'ion ammonium NH4+ (structure tétraédrique) :

 (37)


2 - SOLIDES IONIQUES ET SOLUTIONS ELECTROLYTIQUES - CONCENTRATIONS


2-1 Les solides ioniques

a) Le cristal ionique

L'étude d'un solide ionique montre que celui-ci est constitué d'ions positifs (cations) et d'ions négatifs (anions) bien ordonnés dans l'espace. Chaque ion est entouré d'ions voisins de signes opposés. La distance entre deux ions voisins est de l'ordre de quelques centaines de picomètres (1 pm = 10 - 12 m). La cohésion de cette structure ordonnée (ou cristal) est assurée par les forces électriques de Coulomb. Chaque ion est soumis à un grand nombre de forces électriques dont la résultante est nulle (à très basse température).

Remarque : Si on apporte de l'énergie calorifique à ce cristal ionique, la température s'élève, les ions se mettent à vibrer autour de leur position moyenne. Si on atteint la température de fusion, le cristal est détruit et on obtient un liquide ionique très chaud.

· Le cristal de chlorure de sodium de formule statistique NaCl

Le cristal de chlorure de sodium (sel de cuisine) est formé d'ions Na + et Cl - qui satisfont à la règle de l'octet.

Chaque ion est entouré de six ions d'espèce différente disposés en octaèdre. Dans un tout petit grain de sel de cuisine cette disposition se répète des millions de fois.

 (38)

Par apport de chaleur, dans un four, la température s'élève et les ions Na + et Cl - vibrent de plus en plus. Ces vibrations sont capables de blesser la peau (brûlure). A la température de fusion tF = 801 °C, le cristal est détruit, on obtient du sel fondu, dans lequel les ions sont devenus mobiles. Par électrolyse on peut préparer du dichlore Cl2 et du sodium Na.

Remarque :

Les ions Na + et Cl - obéissent à la règle de l'octet :

· L'atome de sodium Na : (K)2(L)8(M)1 a donné naissance à l'ion sodium stable Na + : (K)2 (L)8 avec huit électrons sur sa couche externe. (39)

· L'atome de chlore Cl : (K)2(L)8(M)7 a donné naissance à l'ion chlorure stable Cl - : (K)2 (L)8 (M)8 avec huit électrons sur sa couche externe. (40)

· Le cristal de fluorure de calcium de formule statistique CaF2

Le cristal de fluorure de calcium est formé d'ions calcium Ca + + et d'ions fluorure F -. On trouve 2 fois plus d'ions F - que d'ions Ca + + (pour satisfaire à la neutralité électrique du cristal).

Les ions F - se trouvent aux sommets d'un réseau cubique. Les ions Ca + + occupent les centre de cubes alternés.

(41)

Remarque :

Les ions Ca + + et F - obéissent à la règle de l'octet :

· L'atome de calcium Ca : (K)2(L)8(M)8(N)2 a donné naissance à l'ion stable Ca + + : (K)2 (L)8 (M)8 avec huit électrons sur sa couche externe.

· L'atome de fluor F : (K)2(L)7 a donné naissance à l'ion stable F - : (K)2 (L)8 avec huit électrons sur sa couche externe.

b) Conclusion sur les cristaux ioniques

· Nous venons de voir que les cristaux ioniques sont électriquement neutres. (42)

· Il existe aussi des cristaux moléculaires comme l'eau solide. Là encore ce sont les forces électriques qui assurent la cohésion du cristal. (43)

· La proportion d'anions et de cations est telle que la neutralité électrique est respectée :

1 ion Na+ et 1 ion Cl - donnent un solide cristallin de formule statistique NaCl (chlorure de sodium).

1 ion Ca + + et 2 ions F - donnent un solide cristallin de formule statistique CaF2 (fluorure de calcium).

2 ions Al + + + et 3 ions SO4 - - donnent un solide cristallin de formule statistique Al2(SO4)3 (sulfate d'aluminium).

Remarque : Autrefois, on appelait sel l'association d'ions positifs (autre que H +) et d'ions négatifs (autres que HO -).

Par exemple NaCl, CaF2, Al2(SO4)3 sont des sels. Il en existe beaucoup d'autres.

Avant d'étudier la dissolution de ces cristaux ioniques dans l'eau, nous allons revenir sur les propriétés de la molécule d'eau H2O.


2-2 Le caractère dipolaire de la molécule de chlorure d'hydrogène et de la molécule d'eau

a) La molécule de chlorure d'hydrogène est polaire : Considérons la molécule du gaz chlorure d'hydrogène. Les deux électrons négatifs du doublet liant entre H et Cl ont tendance à se rapprocher de l'atome Cl et à s'éloigner de l'atome H. On dit que l'élément chlore est plus électronégatif que l'élément hydrogène. (44)

La molécule de chlorure d'hydrogène est polaire, on peut la schématiser ainsi : (45)

On peut dire que le "barycentre" des charges négatives (électrons) est distinct du "barycentre" des charges positives (protons présents dans les noyaux des atomes).

b) Electronégativité et électropositivité des éléments.

L'électronégativité traduit la capacité d'un élément à attirer vers lui les électrons d'un doublet liant. (46)

Un élément ayant tendance à attirer ces électrons est dit électronégatif. (47)

Un élément laissant s'éloigner ces électrons est dit électropositif. (48)

(49)

Dans le tableau périodique des éléments, les éléments électronégatifs se trouvent en haut et à droite (on ne tient pas compte de la dernière colonne qui rassemble les gaz nobles, rares), les éléments électropositifs se trouvent à gauche. (50)

c) La molécule d'eau est polaire : l’atome d’oxygène O attire vers lui les doublets d’électrons qui le lient aux deux atomes d'hydrogène H.

(51)

· Nous verrons plus loin que les deux molécules polaires HCl et H2O réagissent vivement. (52)

· De façon générale, ce sont les molécules polaires qui sont les plus solubles dans l'eau et qui parfois même réagissent avec les molécules H2O. (53)


2-3 Dissolution des composés ioniques dans l'eau - Solvatation des ions

a) Dissolution du chlorure de sodium dans l'eau

Nous avons vu qu'il fallait atteindre une température élevée (température de fusion tF = 801 °C) pour que le solide cristallin fonde en donnant un liquide dans lequel les ions sont devenus mobiles. (54)

Par contre, c'est à la température ordinaire que la dissolution du chlorure de sodium dans l'eau se produit. (55)

Les molécules d'eau, polaires, exercent sur le cristal des forces électriques qui détruisent le cristal ionique. (56)

Voyons ce que deviennent les ions dissous dans l'eau.

b) Solvatation des ions

Les molécules d'eau polaires s'orientent sous l'action de forces électriques. Leur pôle négatif (atome O) est attiré par un ion Na +, leur pôle positif (situé au milieu des atomes H) est attiré par un ion Cl -.

(57)

Pour rappeler que les ions Na + et Cl - sont solvatés (liés à des molécules d'eau) on les écrira souvent Na +(aqueux) et Cl -(aqueux) ou, plus simplement, Na +(aq) et Cl -(aq). (58)

Remarque : Le phénomène de solvatation des ions, dû à l'interaction ion-dipôle, est général et d'autant plus accentué que l'ion est petit et que sa charge est élevée.

c) Solvatation de l'ion H +

L'atome d'hydrogène H est formé d'un noyau (ne comportant qu'un seul proton positif) et d'un électron négatif. L'ion H + est donc un proton. Cet ion est très petit. Il forme avec l'eau une liaison très forte qui permet de considérer l'ion H + (aq) comme l'espèce H3O +, appelée ion oxonium (de préférence à hydronium).

La solvatation de l'ion H + s'écrit :

H + + H2O H3O + (59)

Rappelons la structure pyramidale à base triangulaire de l'ion oxonium :

(35)

Cet ion H3O +, présent dans une solution aqueuse, lui confère des propriétés acides. Parfois, on le notera plus simplement H + (aq).

d) Dispersion des ions

Les deux étapes précédentes, dissociation du cristal en ions séparés, solvatation des ions, sont suivies de la dispersion des ions solvatés dans tout le volume occupé par le liquide. (60)


2-4 Formules des solutions ioniques

a) Notations

· Une solution aqueuse de chlorure de sodium est notée Na + (aq) + Cl - (aq). (61)

On tolère d'écrire Na + + Cl - mais en aucun cas NaCl.

· Une solution aqueuse de sulfate d'aluminium est notée 2 Al + + + (aq) + 3 SO4 - - (aq). (62)

On tolère l'écriture 2 Al + + + + 3 SO4 - - mais en aucun cas Al2(SO4)3.

Remarque : La notation Al2(SO4)3 est admise pour désigner le solide ionique sulfate d'aluminium mais en aucun cas pour désigner sa solution aqueuse. De même NaCl désigne le solide ionique chlorure de sodium (sel de cuisine) mais en aucun cas la solution aqueuse correspondante. (63)

b) Réaction associée à la dissolution d'un composé chimique dans l'eau

La notation (s) désigne un solide. La notation (l) désigne un liquide. La notation (g) désigne un gaz. (64)

· Cas d'un solide ionique :

NaCl (s) Na + (aq) + Cl - (aq) (65) ou, plus simplement :

NaCl (s) Na + + Cl -

· Cas d'un liquide (acide sulfurique  H2SO4) :

H2SO4 (l) 2 H + (aq) + SO4- - (aq) (66) ou, plus simplement :

H2SO4 (l) 2 H + + SO4- -

Remarque : Nous avons vu ci-dessus que l'ion H + (aq) s'écrit souvent H3O + (appelée ion oxonium ou hydronium).

La réaction associée à la dissolution de l'acide sulfurique s'écrit donc également :

H2SO4 (l) + 2 H2O 2 H3O + + SO4- - (67)

· Cas d'un gaz (chlorure d'hydrogène HCl) :

HCl (g) H + (aq) + Cl - (aq) (68)

Remarque : Nous avons vu ci-dessus que l'ion H + (aq) s'écrit souvent H3O + (appelé ion oxonium ou hydronium).

La réaction associée à la dissolution du gaz chlorure d'hydrogène dans l'eau s'écrit donc également :

HCl (g) + H2O H3O + (aq) + Cl - (aq) (69)


3 - MASSE - VOLUME - PRESSION - QUANTITE DE MATIERE


3-1 Masse volumique - Densité

a) Masse volumique

La masse volumique m d'un corps de masse m et de volume V est :

m = m / V (70)

Unités S.I. : m est en kg V est en m3 m est en kg / m3

En chimie on emploie souvent des unités ne faisant pas partie du système international. On écrit, par exemple :

meau = 1000 g / L

Rappelons que 1 m3 = 1000 L

Remarque : Conversion des unités de volume. (71)

On sait, par exemple que :

1 m = 10 3 mm

1 cm = 10 - 2 m

On en déduit en élevant au cube :

(1 m)3 = (10 3 mm)3 soit 1 m3 = 10 9 mm3

(1 cm)3 = (10 - 2 m)3 soit 1 cm3 = 10 - 6 m3

b) Densité d'un solide ou d'un liquide

La densité d'un corps solide ou liquide est égale à la masse d'un certain volume de ce corps divisée par la masse d'un égal volume d'eau, pris dans les mêmes conditions de température et de pression :

d = mcorps / meau (72)

La densité d'un corps solide ou liquide par rapport à l'eau est un nombre sans unité. (73)

Dire que la densité de l'aluminium est égale à 2,7 signifie que ce métal est 2,7 fois plus "massique" que l'eau.

Remarque : Dans le cas d'un gaz, le corps de référence est l'air :

La densité d'un corps gazeux est égale à la masse d'un certain volume de ce corps divisée par la masse d'un égal volume d'air, pris dans les mêmes conditions de température et de pression :

dgaz = mcorps / mair (74)

En raisonnant sur une mole de corps et une mole d'air, on montre aisément que :

dgaz = M / 29 (75)

M étant la masse molaire du gaz étudié (g/mol). Une mole d'air a une masse de 29 g.

c) La mole : unité de quantité de matière

La mole est l'unité internationale de quantité de matière, équivalente à la quantité de matière d'un système contenant autant d'entités élémentaires qu'il y a d'atomes dans 0,012 kg de carbone 12. (76)

1 mole d'atomes = 6,02 ´ 10 23 atomes (77)

1 mole de molécules = 6,02 ´ 10 23 molécules (78)

 Le nombre NA = 6,02 x 10 23 / mol est appelé constante d'Avogadro. (79)

Remarque : Le symbole du mot mole est mol comme le symbole du mot mètre est m. (80)

1 douzaine de molécules = 12 molécules 1 mole de molécules = 6,02 ´ 10 23 molécules


3-2 Masse molaire atomique - Masse molaire moléculaire

· La masse molaire atomique d'un isotope est égale la masse d'une mole d'atomes :

M (C) = 12 g/mol M (H) : 1 g/mol M (O) = 16 g/mol M (N) = 14 g/mol (81)

En cas d'ambiguïté, on peut préciser l'isotope en question. Par exemple :

M () = 35 g/mol (82) et M () = 37 g/mol (83)

· La masse molaire atomique d'un élément est égale la masse d'une mole d'atomes pris dans les proportions isotopiques naturelles.

M (Cl) = 35,5 g/mol (84) car le chlore naturel est un mélange de deux isotopes :

(75 %) (85) et (25 %) (86)

· La masse molaire moléculaire est égale à la masse d'une mole de molécules :

M (H2O) = 1 ´ 2 + 16 = 18 g/mol (87)

M (CH3NH2) = M (CH5N) = 12 + 1 ´ 5 + 14 = 31 g/mol (88)

· On peut également calculer la masse molaire d'un composé ionique :

M (Na+) = 23 g/mol (89)

M (SO4 - -) = 32 + 4 ´ 16 = 160 g/mol (90)

La masse des électrons est négligeable par rapport à la masse des nucléons présents dans les noyaux. (91) (voir ci-dessus)

· Enfin on peut calculer la masse molaire d'un cristal ionique qui est égale à la masse d'une mole du motif cristallin.

Par exemple la formule du motif du sulfate disodique est (2 Na+ + SO4 - -). Sa formule statistique est Na2SO4.

On en déduit M (Na2SO4) = 23 ´ 2 + 32 + 16 ´ 2 = 46 + 32 + 32 = 110 g/mol (92)


3-3 Quantité de matière et concentrations

a) Cas d'un corps pur (solide, liquide ou gazeux)

Si M est la masse molaire moléculaire du corps pur et si n est la quantité (en mole) de ce corps pur, la masse m de corps pur est évidemment :

m = n ´ M

La quantité de matière est donc :

n = m / M (93) Souvent m est en g, M est en g / mol et n est donc en mol.

Remarque :

· Cas d'un gaz assimilable à un gaz parfait : Si un gaz peut être assimilé à un gaz parfait, on sait que la pression p, en pascal (Pa), le volume V (en m3), la quantité de matière n (en mole) et la température T, en kelvin (K) sont liés par la relation :

p ´ V = n ´ R ´ T (94)

dans laquelle R = 8,314 J / (K.mol) représente la "constante du gaz parfait". On en déduit :

n = p ´ V / (R ´ T) (95)

En unités du système international (S.I.) p est en Pa, V est en m3, T est en K, R = 8,314 J / (K.mol)

Un gaz réel peut être assimilé à un gaz parfait si sa température et sa pression ne sont pas très élevées.

· La température t, en degré Celsius (°C) et la température absolue T, en Kelvin (K) sont liées par la relation :

T ( K ) = t ( °C ) + 273,15 (96)

· Si un récipient de volume V contient n moles de gaz et si le volume d'une mole de gaz est Vm (volume molaire) alors on a évidemment :

V = n ´ Vm

On en déduit :

n = V / Vm (97) En général V est en L, Vm est L / mol et n est donc en mol.

Les volumes V et Vm doivent être mesurés dans les mêmes conditions de température et de pression.

· On dit que les conditions de température et de pression sont normales si :

t = 0,0 °C (98) et p = 1,013 ´ 10 5 Pa (99)

soit, avec les unités du système international, si :

T = 273,16 K (100) et p = 1,013 ´ 10 5 Pa (101)

b) Cas d'une solution. Concentration molaire volumique en soluté apporté. Concentration molaire volumique des ions en solution

Exemple : On dissout n = 0,10 mole de sulfate de sodium (solide ionique de formule statistique Na2SO4) dans de l'eau. La solution a un volume V = 0,50 L.

La concentration molaire volumique C en soluté apporté est C = n / V.

On obtient ici :

C = n / V = 0,10 / 0,50 = 0,20 mol / L (102)

La réaction associée à la dissolution du sulfate de sodium s'écrit :

Na2SO4 (s) 2 Na + (aq) + SO4- - (aq) (103)

1 Na2SO4 (s) 2 Na + (aq) + 1 SO4- - (aq) (103 bis)

On voit que l'apport de n = 0,10 mole de sulfate de sodium solide Na2SO4 (s) fait apparaître, en solution :

n (Na +) = 0,20 mole d'ions sodium Na + (aq) (104)

n (SO4 - -) = 0,10 mole d'ions sulfate SO4- - (aq) (105)

Les concentrations molaires volumiques des espèces effectivement présentes dans la solution sont notées [ Na + ] et [ SO4- - ] :

[ Na + ] = n (Na +) / V = 0,20 / 0,50 = 0,40 mol / L (106)

[ SO4- - ] = n (SO4- -) / V = 0,10 / 0,50 = 0,20 mol / L (107)

Remarque :

· Ecrire [ Na2SO4 ] initial au lieu de la concentration molaire volumique C du soluté apporté ne convient pas. (108)

· Ecrire [ Na2SO4 ] n'a pas de sens car, en solution, on ne trouve pas l'espèce Na2SO4. (109)

· La notation C se réfère à ce qui a été introduit (ou apporté) dans la solution alors que la notation avec crochets [ ... ] se réfère à une espèce qui est effectivement présente dans la solution. (110)

Ci-dessus on a écrit C = n / V = 0,20 mol / L (102) puis [ Na + ] = n (Na +) / V = 0,40 mol / L (106) et [ SO4- - ] = n (SO4- -) / V = 0,20 mol / L (107)

· Les situations plus délicates où la mise en solution aqueuse s'accompagne d'une transformation chimique qui n'est pas totale seront étudiées en terminale,. Par exemple, les concentrations molaires des ions acétate CH3COO - (aq) et des ions H + (aq) diffèrent de la concentration apportée d'acide acétique Ca, car l'acide acétique est un électrolyte faible qui ne s'ionise pas totalement au contact de l'eau (111).

c) Concentration massique ou titre massique t d'une solution

Les chimistes utilisent la concentration molaire volumique C = n / V mais aussi la concentration massique (ou titre massique) t définie par :

t = m / V (112)

Unités S.I. :

m est la masse du soluté en kg

V est le volume de la solution en m3

t est le titre massique en kg / m3.

En chimie, on emploie souvent des unités ne faisant pas partie du système international, le titre massique t s'exprime fréquemment en g / L. (113)

Exemple : On dissout n = 0,020 mole de chlorure ferrique (solide ionique de formule statistique FeCl3) dans de l'eau. La solution a un volume V = 0,500 L. On donne M (FeCl3) = 162,5 g / mol.

La masse de n = 0,020 mol de chlorure ferrique FeCl3 dissous est m = n x M = 0,020 x 162,5 = 3,25 g (114)

La concentration massique (titre massique) est :

t = m / V = 3,25 / 0,500 = 6,50 g / L (115)

Remarque : On peut écrire t = m / V = n x M / V = (n / V) x M , soit :

t = C x M (116)

Dans l'exemple proposé on vérifie bien que :

t (FeCl3) = C ´ M = (n / V) x M = (0,020 / 0,500) x 162,5 = 6,50 g / L (117)

A VOIR :

Exercice 2-A : Connaissances du cours n° 2 (début).

Exercice 2-B : Connaissances du cours n° 2 (fin).

Exercices 2-C (résolu) : Densité d'un solide - Préparation d'une solution - Dilution.

Exercices 2-D (à résoudre) : Masse volumique - Préparation d'un gaz.

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