La mole K. Bourenane Essc - 2014.

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1 La mole K. Bourenane Essc

2 Pourquoi la mole? Les atomes sont beaucoup trop petits et trop nombreux pour qu’on puisse les compter. Lorsqu’on doit compter beaucoup d’objets à l’intérieur d’un ensemble, il est souvent plus pratique de travailler avec des groupes d’objets plutôt qu’avec des objets individuellement. Ex. feuille de papier vs rame de 500 feuilles; Une paire de chaussure = 2 chaussures, 1goute d’eau vs 1 L. La mesure utilisée par les chimistes pour regrouper les atomes et les molécules est la mole (mol). En Chimie on regroupe les atomes par « paquet ». Un paquet s’appelle une mole Chaque mole contient 6, atomes; Une mole contient toujours le même nombre d’atomes, quelque soit l’atome; Donc une mole d’atome de fer contient le même nombre d’atomes qu’une mole d’atome de cuivre ou d’oxygène !

3 C’est quoi une mole? 02 La mole (symbole : mol) est une unité de base du système international, apparue en 1972, qui est principalement utilisée en physique et en chimie. La mole correspond à la quantité de matière d'un système contenant autant de particules individuelles qu'il y a d'atomes dans 12 g de carbone 12C. Un échantillon normal de matière contient un très grand nombre d'atomes. Par exemple, 12 gramme d'aluminium contient environ 2,2 × 1022 atomes ( atomes). Pour éviter l'utilisation d'aussi grands nombres, on a créé une unité de mesure, la mole. Une mole (symbole: mol) d’atomes contient environ 6,022×1023 atomes (une approximation plus correcte serait 6,02252×1023). Ce nombre est appelé nombre d'Avogadro, son symbole est NA. Ce nombre est le nombre d’atomes présent dans exactement 12 g de 12C.

4 C’est quoi une mole? Comme toutes les unités, une mole doit être fondée sur quelque chose reproductible. Une mole est la quantité de n'importe quoi qui a le même nombre de particules trouvées dans grammes de carbone-12. Ce nombre de particules est le Nombre d'Avogadro Une mole = quantité de matière Une mole = un nombre = x 1023

5 Histoire de la mole Amadeo Avogadro était un scientifique italien des années 1800 qui à pensé au nombre d'atomes dans les volumes définis de matière Le nombre d'objets dans une mole, c'est-à-dire 6.02 x 1023, est souvent appelé le nombre d'Avogadro

6 Pourquoi utilise-t-on la mole?
Les atomes et molécules sont vraiment petites Une goutte d'eau contiendrait 10 trillions de molécules d'eau! Au lieu de parler environ les trillions d’atomes/molécules, il est beaucoup plus simple d'utiliser la mole! Trillions de molécules de H20!

7 Pourquoi la mole? Une mole d'atomes de carbone est 6.02x1023 atomes de carbone. Une mole d'enseignants de chimie est 6.02x1023 enseignants de chimie. Il est beaucoup plus facile d'écrire 'mole' qu'écrire '6.02x1023' quand vous voulez faire référence à un grand nombre de choses! Fondamentalement, c'est pour cela que cette unité particulière a été inventée.

8 Quels Intérêts pour nous chimistes d’utiliser cette unité ?
Une nouvelle unité en chimie pour désigner la quantité de matière : la mole (mol.) Quels Intérêts pour nous chimistes d’utiliser cette unité ? Dans la réaction chimique symbolisée par : 2H2 (g) + O2(g) H2O (l) Le chimiste peut-il prélever une molécule de dioxygène ? Intérêt 1- Permet de passer de l’échelle de l’atome à l’échelle humaine Intérêt 2- Unité valable quelque soit l’état physique de l’espèce chimique On ne parlera plus en gramme (pour les solides) ou en volume (pour liquide ou gaz) mais seulement en mole !

9 Une nouvelle unité en chimie pour désigner la quantité de matière : la mole (mol.)
Intérêt Si un paquet de riz ne contient pas le même nombre de grains d’un paquet de sucre , en chimie : une mole de l’espèce A contient le même nombre d’entités qu’une mole de l’espèce B !!! La constante d’Avogadro NA . -          Le nombre NA  est défini par la relation suivante : NA    = Masse d'une mole d'atomes de carbone 12 Masse d'un atome de carbone 12 On doit à Jean Perrin la première détermination de NA  en 1923. -          Le nombre NA  a été appelé constante d’Avogadro, en hommage à Avogadro, célèbre chimiste et physicien italien (1776 – 1856). -          Le nombre NA  représente le nombre d’entités élémentaires par mol, on l’exprime en mol - 1. -          Des mesures récentes indiquent qu’il y a : 6, x atomes de carbone 12 dans 12,00 g de carbone 12. -          On arrondit cette valeur. On écrit : -          NA =  6, x mol - 1 -          conséquence : une mole, est un paquet de 6,02 x 10 23 entités chimiques identiques.

10 Moles, atomes et grammes
Un échantillon de n'importe quel élément avec une masse égale à son masse atomique (en grammes) contient 6.02 x 1023 (une mole) d'atomes

11 m n = M Une première formule à retenir : Masse
S’exprime en grammes (g) n = m M Masse molaire S’exprime en grammes par mole (g/mol) Nombre de moles S’exprime en moles (mol)

12 Pour utiliser cette formule il est important de comprendre la notion de masse molaire.
La masse molaire est la masse d’une mole

13 a . Masse molaire atomique M(X).
La masse molaire atomique M(X) ou MX d’un élément X est la masse d’une mole d’atomes de cet élément à l’état naturel. Cette valeur exprimée en g/mol est donnée dans les exercices. Sinon, on la trouve dans le tableau périodique des éléments Exemples : M(C) = 12,0 g/mol ; M(H) = 1,0 g/mol ; M(O) =16,0 g/.mol ; M(Cl) = 35,5 g/mol ; M(S) =32,0 g/mol. b . Masse molaire moléculaire. La masse molaire moléculaire M est la masse d’une mole de molécules. Sa valeur est égale à la somme des masses molaires atomiques de tous les atomes constituant la molécule. Exemples : M(H2O) = 2xM(H) + 1xM(O) = 2x 1,0 + 1x 16,0 = 18,0 g/mol; M(C3H6Cl2) = 3x M(C) +6x M(H) +2x M(Cl) =3x 12,0 + 6 x1,0 + 2x 35,5 = 113, 0 g/mol

14 b . Masse molaire moléculaire.
La masse molaire moléculaire M est la masse d’une mole de molécules. Sa valeur est égale à la somme des masses molaires atomiques de tous les atomes constituant la molécule. Exemples : M(H2O) = 2xM(H) + 1xM(O) = 2x 1,0 + 1x 16,0 = 18,0 g/mol M(C3H6Cl2) = 3x M(C) +6x M(H) +2x M(Cl) =3x 12,0 + 6 x1,0 + 2x 35,5 = 113, 0 g/mol

15 c . Masse molaire ionique.
La masse molaire ionique M est la masse d’une mole d’ions. Si l’ion est monoatomique, sa valeur est très voisine de la masse molaire atomique. Pour les ions polyatomiques, elle est voisine de la somme des masses molaires atomiques de tous les atomes constituant l’ion. M mole d’ions =    M mole d’atomes Exemples : M(S2- )    M(S) donc M(S2- )    32,1 g.mol-1.(masse des 2 électrons supplémentaires de S2- négligeable devant la masse de l’atome S; cette propriété reste vraie pour une mole). M(SO42- )   1x 32,1 + 4x 16,0 = 96,1 g/mol .

16 d . Masse molaire d’un solide ionique.
La masse molaire M d’un solide ionique se calcule comme celle d’une molécule à partir de la formule statistique du solide. Exemple : M(CuSO4) = M(Cu 2+ ) + M(SO4 2- ) = M(Cu) -2M(e- ) + M(S) +4 x M(O) + 2M(e- ) = M(Cu) + M(S) +4xM(O) = 63,5 + 32,1 +4x 16,0 = 159,6 g.mol-1

17 V n = VM Une deuxième formule à retenir : Volume
S’exprime en litres (L) n = V VM Volume molaire S’exprime en litres par mole (g/mol) Nombre de moles S’exprime en moles (mol)

18 Pour utiliser cette formule il est important de comprendre la notion de volume molaire.
La volume molaire est le volume d’une mole Une mole de gaz dans les conditions normales de température et de pression occupe un volume de 22,4 L

19 Quelques exercices :

20 Exercice 1 Le propane a pour formule C3H8. 1) Calculer sa masse molaire. On donne : M(C) = 12 g/mol ; M(H)=1g/mol 2) Une bouteille contient 13 kg de propane. Déterminer le nombre de moles dans la bouteille. 3) En déduire le volume qu’occuperait le propane gazeux dans les conditions ordinaires de température et de pression. On donne : Vm = 24 L/mol.

21 M(C3H8) = 3 * 12 + 8 *1 = 44 g/mol Le propane a pour formule C3H8.
1) Calculer sa masse molaire. On donne : M(C) = 12 g/mol ; M(H)=1g/mol M(C3H8) = 3 * *1 = 44 g/mol M(C3H8) = 3 * *1 = 44 g/mol

22 m n = M 13000 = 295,45 mol 44 Le propane a pour formule C3H8.
2) Une bouteille contient 13 kg de propane. Déterminer le nombre de moles dans la bouteille. 13000 Attention aux unité : dans la formule m s’exprime en gramme (g). Il faut convertir 13 kg en g. n = m M = 295,45 mol 44 13 kg = g

23 Le propane a pour formule C3H8.
3) En déduire le volume qu’occuperait le propane gazeux dans les conditions ordinaires de température et de pression. On donne : Vm = 24 L/mol. n = V VM 295,45 24 On vient de le calculer : n = 295,45 D’où V = 295,45 * 24 = 7090,80 L

24 Exercice 2 La poudre de fer et le soufre réagissent ensemble pour donner du sulfure de fer. Sur une brique réfractaire on dispose d’un mélange de poudre de fer et de fleur de soufre. Ensuite on porte à incandescence avec le bec Bunsen un point du mélange. On observe que le fer et le soufre réagissent pour donner un solide gris, le sulfure de fer.

25 expérience Masse de fer Masse de soufre Masse de sulfure de fer 1 56 g 32 g 88 g 2 5,6 g 3,2 g 8,8 g 3 6,4 g 8.8 g (il reste du soufre) 4 8,4 g 8,8 g (il reste du fer) Sachant que la masse molaire du fer est MFe = 56 g et celle du soufre MS = 32 g. Expliquer pourquoi dans certains cas tout les réactifs sont consommés et pourquoi il reste parfois du fer ou du soufre à la fin de l’expérience.

26 1 56 g 32 g 88 g 2 5,6 g 3,2 g 8,8 g 3 8.8 g (il reste du soufre) 4
expérience Masse de fer Masse de soufre Masse de sulfure de fer 1 56 g 32 g 88 g 2 5,6 g 3,2 g 8,8 g 3 8.8 g (il reste du soufre) 4 10 g 8,8 g (il reste du fer) 1 mole 1 mole 1 mole Dans l’expérience 1, nous faisons réagir 56 g de fer avec 32 g de soufre. En fait nous faisons réagir une mole de fer avec une mole de soufre. Il y a autant d’atomes de fer que d’atomes de soufre dans cette expérience. Nous sommes dans les conditions stœchiométriques.

27 1 56 g 32 g 88 g 2 5,6 g 3,2 g 8,8 g 3 8.8 g (il reste du soufre) 4
expérience Masse de fer Masse de soufre Masse de sulfure de fer 1 56 g 32 g 88 g 2 5,6 g 3,2 g 8,8 g 3 8.8 g (il reste du soufre) 4 10 g 8,8 g (il reste du fer) 0,1 mole 0,1 mole 0,1 mole Dans l’expérience 2 nous avons 5,6 g de fer, ce qui fait un nombre de moles de 0,1. Même chose pour 3,2 g de soufre qui font 0,1 mole. Nous sommes aussi dans les conditions stoechiométriques. Tout est consommé.

28 expérience Masse de fer Masse de soufre Masse de sulfure de fer 1 56 g 32 g 88 g 2 5,6 g 3,2 g 8,8 g 3 6,4 g 8.8 g (il reste du soufre) 4 8,4 g 8,8 g (il reste du fer) 0,1 mole 0,2 mole 0,1 mole 0,1 mole de soufre 0,15 mole 0,1 mole 0,1 mole 0,15 mole de fer Par contre lors des expériences 3 et 4, il y a soit un excès de soufre, soit un excès de fer. Nous ne sommes pas dans les conditions stoechiométriques.