III. Transformations de la matière

III. Transformations de la matière

1. Outils de description d’un système
1.1 Introduction a) TP n°9 b) TP n°10 c) Exercice de préparation

c) Exercice de préparation
1.1 Introduction c) Exercice de préparation Exercice 1 On définit la « botte » comme le nombre de lentilles présentes dans 1kg. Une lentille a une masse d’environ g. Combien y a-t-il de lentilles dans une « botte » ? Combien de « bottes » représentent 8 kg de lentilles Un haricot a une masse d’environ g. Quelle est la masse d’une « botte » de haricots ?

1.2 De l’échelle microscopique à l’échelle macroscopique : la mole
Présentation Le nombre d’atomes présents dans une poignée de matière est très grand, donc difficile à manipuler. Il est intéressant de définir une quantité de référence, plus simple à manipuler dans les calculs. On prend comme référence le nombre d’atomes contenus dans 12g de carbone 12 Calculer ce nombre sachant que la masse d’un atome de 12C est 1, kg On l’appelle Nombre d’Avogadro et on le note Na. / 1, = 6,

b) Définition On appelle « mole » une quantité égale à 6, atomes. On le note n. On parle de quantité de matière Symbole abrégé : On peut écrire 8 moles ou 8 mol c) Applications Exercice 2 Combien y a-t-il d’atomes de soufre dans 8 moles d’atomes de soufre ? Dans 0.35 mol ? Combien de moles représentent 7, atomes ? 9, ? 1, ?

c) Applications Exercice 3 Une mine de crayon est en graphite. C’est une matière composée uniquement d’atomes de carbone. Calculer le nombre d’atome de carbone présents dans cette mine sachant que la masse d’un atome de carbone est d’environ kg et que la mine à une masse de 1,2g Un lingot d’or a une masse de 1kg. Calculer le nombre de moles d’or présentes dans une lingot, sachant que la masse d’un atome d’or est de 3, kg

d) Masse molaire Exercice 4 :
Calculer la masse d’une mole d’hydrogène, d’azote, d’oxygène, de soufre au gramme près. Données : Comme une mole est un nombre fixe d’atomes, la masse d’une mole va varier en fonction de l’élément. La masse molaire d’un élément est la masse d’une mole de cet élément. Elle est notée M. Son unité est g.mol-1 Remarque : La masse molaire est proche du nombre de nucléons de l’atome. Elément Hydrogène Azote Oxygène Soufre Masse atome (kg) 1, 2, 2, 5, Masse d’une mole : 1 g 14 g 16 g 32 g

e) Masse molaire moléculaire
On peut aussi parler d’une mole molécules, c’est un groupe de 6, molécules. On calcule la masse molaire moléculaire en additionnant les masses molaires atomiques des atomes constituant la molécule. Exercice 5 : Le propane et le butane sont deux gaz utilisés pour la cuisine. Leurs formules brutes sont respectivement C3H8 et C4H10. Données : MH = 1 g.mol-1 MC = 12 g.mol-1 Calculer la masse molaire moléculaire de ces deux gaz. Une bouteille de gaz contient 6kg de butane ou 5 kg de propane. A combien de moles cela correspond-il ?

f) Volume molaire Le volume d’une mole de gaz ne dépend que de la température et de la pression. Dans les conditions du laboratoire (15°C, pression atmosphérique), une mole de gaz occupe un volume de 24 L. On dit alors que le volume molaire du gaz est de 24 L.mol-1. Application : Quels sont les volumes occupés à l’air libre par le butane et le propane de l’exercice 5 ? Exercice 6 : 1. Calculer la quantité de matière de dioxygène contenue dans une fiole de 50 mL dans les conditions de température et de pressions normales. 2. Quel volume occuperait ce gaz à 0°C ? à 60°C ? Données : Vm(15°C) = 24,0 L.mol- Vm(0°C) = 22,7 L.mol-1 Vm(60°C) = 27,7 L.mol-1

1.3 Concentration d’une solution a) Le TP b) La dissolution
Solvant Solution Soluté dissolution Un soluté est une espèce chimique dissoute dans un liquide. Ce liquide est appelé solvant. Après dissolution, le soluté peut être sous forme de molécules ou sous forme d’ions. On parle de solution aqueuse si le solvant est l’eau.

1.3 Concentration d’une solution
c) La concentration molaire moléculaire Exercice 7 : Une solution aqueuse de volume V = 13 L contient une quantité n = 2 mol d’éthanol. Quelle quantité de matière d’éthanol contient 1 L de cette solution ? Définition : La concentration d’une solution correspond au rapport entre la quantité de matière en soluté et le volume de la solution. Elle s’exprime en mol.L-1.

c) La concentration molaire moléculaire Exercice 8 : Une solution aqueuse est préparée en diluant 1, mol de chlorure de sodium dans 50 mL d’eau. Quelle est la concentration molaire moléculaire en chlorure de sodium de cette solution ? Quelle quantité de matière d’éthanol contient une solution aqueuse de volume 17 L et de concentration molaire moléculaire en éthanol de 3, mol.L-1 ?

d) Préparer une solution par dissolution Problème : On aimerait réaliser une solution de concentration C (mol.L-1) et de volume V (L) d’un soluté A. Seconde partie : Il faut maintenant prélever la quantité de A nécessaire, on peut pour cela utiliser la masse molaire de A notée MA (g.mol-1) et prélever par pesée. On cherche donc la masse m (g) de soluté A à peser. Une masse molaire MA signifie que : → 1 mol Pour le soluté A cela donne : m → On a donc la relation m = Première partie : On commence par calculer la quantité de matière n (mol) de soluté A dont on aura besoin, par application de la proportionnalité. Une concentration C signifie que : → 1L Dans la solution cela donne : n → On a donc la relation n = C MA V n C x V n x MA

1.3 Concentration d’une solution e) Préparer une solution par dilution
Problème : On aimerait réaliser une solution S de concentration C (mol.L-1) et de volume V (L) d’un soluté A. On dispose déjà d’une solution S0 de A mais elle est trop concentrée (C0 > C ). On va donc la diluer. Seconde partie : Il faut maintenant prélever la quantité n de A nécessaire dans la solution mère S0. Pour trouver le volume V0 à prélever, on utilise la concentration molaire moléculaire C0 de la solution A. Une concentration molaire C0 signifie que : → 1 L Pour le soluté A cela donne : → V0 On a donc la relation V0 = Première partie : On commence par calculer la quantité de matière n (mol) de soluté A dont on aura besoin pour la solution S, par application de la proportionnalité. Une concentration C signifie que : → 1L Dans la solution cela donne : n → On a donc la relation n = C C0 n V C x V n / C0

Exercices Exercice 10 : Nourriture des abeilles
Pendant l’automne et l’hiver, les apiculteurs complètent la nourriture des abeilles par des apports d’une solution concentrée de glucose C6H12O6 : 1 kg d’eau pour 1 kg de glucose. Le volume de la solution obtenue est de 1,72L. 1. Quelle quantité de matière représente une masse de 1kg de glucose ? 2. Quelle est la concentration molaire moléculaire de la solution de glucose ? Exercice 11 : Préparation d’une solution de propanol En utilisant une burette graduée, on veut préparer un volume V = 500mL d’une solution aqueuse de propanol C3H8O, de concentration molaire C = 0,075 mol.L-1. La densité du propanol est d = 0,803. 1. Calculer la masse molaire moléculaire du propanol. 2. Calculer la masse de propanol à prélever. 3. Calculer le volume de propanol à introduire dans la fiole jaugée de 500mL. 4. Détailler le protocole de la préparation.

2. Transformation chimique d’un système
2.1. Modélisation de la transformation : réaction chimique Exercices préparatoires Une bataille gagnée d’avance… Une bataille va opposer l’armée du Duc de Montmirail à celle du baron de l’Escalette. Chaque armée a ses particularités: Pourriez-vous dire quelle armée à l’avantage sachant qu’un archer vaut deux fantassins et qu’un chevalier vaut un archer plus un fantassin ? Montmirail Escalette Fantassins 1500 1100 Archers 500 680 Chevaliers 520 Total 2500 2300

2.1. Modélisation de la transformation : réaction chimique Création d’un nouveau sandwich Ingrédients Big Dalle Stock Feuilles de salade 3 513 Tomates 1 216 Pains ronds 456 Steaks hachés 2 254 Oignons 842 Pains de poisson 123 Combien de « Big Dalle » peut-on fabriquer avec le stock ? Que reste-t-il en fin de journée ? Quel est l’ingrédient limitant ?

2.1. Modélisation de la transformation : réaction chimique Création d’un nouveau sandwich Une façon de résoudre le problème : Pour préparer un sandwich, il faut : 1 pain rond 1 tomate 3 feuilles de salade 2 steaks hachés Dans le stock on a: 456 pains ronds 216 tomates 513 feuilles de salade 254 steaks hachés On peut donc préparer au maximum : Avec les pains ronds : Avec les tomates : Avec les feuilles de salade : Avec les steaks hachés : 456/1 = 456 sandwichs 216/1 = 216 sandwichs 513/3 = 171 sandwichs 254/2 = 127 sandwichs Les steaks hachés sont l’ingrédient limitant !

2.1. Modélisation de la transformation : réaction chimique Création d’un nouveau sandwich Que reste-t-il en fin de journée ? Les steaks hachés sont l’ingrédient limitant On pourra fabriquer 127 sandwichs Il va donc falloir : 127x1 = 127 pains ronds 127x1 = 127 tomates 127x2 = 254 steaks hachés 127x3 = 381 feuilles de salade Il restera en fin de journée: = 329 pains ronds = 89 tomates = 0 steaks hachés = 132 feuilles de salade

2.1. Modélisation de la transformation : réaction chimique Le tableau d’avancement Y a-t-il une autre manière de résoudre le problème ? 1 pain rond + 1 tomate steaks feuilles 1 Big Dalle 456 216 254 513 Stock initial … 456-1x1 216-1x1 254-2x1 513-3x1 1 Stock restant 456-1x2 216-1x2 254-2x2 513-3x2 2 Stock restant 456-1x50 216-1x50 254-2x50 513-3x50 50 Stock restant 456-1xn 216-1xn 254-2xn 513-3xn n Stock restant 456-1x127 = 329 216-1x127 = 89 254-2x127 = 0 513-3x127 = 132 127 Stock final

2.1. Modélisation de la transformation : réaction chimique Le bilan de matière L’inventaire des stocks initiaux et finaux Etat initial Etat final Big Dalle 127 Feuilles de salade 123 Tomates 89 Pains ronds 329 Steaks hachés Oignons 842 Pains de poisson « produits » Feuilles de salade 513 Tomates 216 Pains ronds 456 Steaks hachés 254 Oignons 842 Pains de poisson 123 « Réactifs » « réactifs en excès » « réactif limitant » « Espèces spectatrices »

2.1. Modélisation de la transformation : réaction chimique Application au TP 14 Etude de la réaction chimique Réactifs : l’acide noté HA NaHCO3 (Na+, HCO3- en solution) Produits : Dioxyde de carbone CO2 eau H2O ions A- , Na+ Equation de réaction : 1HA + 1HCO3- + 1Na+ 1CO2 + 1H2O + 1A- + 1Na+ 1HA HCO3- 1CO H2O A- E. initial E. final E. inter. 5, x 5, …. …

Correction TP 14 Ecrire l’équation bilan de la réaction dans le tableau Remplir la première ligne avec les quantités initiales Remplir les lignes suivantes avec x et xf Rechercher xf en fonction des quantités initiales Si Vvinaigre = 10mL, alors nHA = 1, mol Dans tous les cas nHCO3- = 5, mol 1, – xf = 0 donc xf = 1, mol 5, – xf = 0 donc xf = 5, mol Equation de la réaction  Etat du système Avancement (en mol) Quantités de matière en moles Etat initial Etat intermédiaire x Etat final xf HA HCO3- CO H2O + A- 1, 5, 1, x 5, x x 1, xf 5, xf xf = 0 = 4, = 1, ’’

2.1. Modélisation de la transformation : réaction chimique e) Applications à des transformations chimiques Réaction entre les ions Cu2+ et les ions OH-.

Le Grand Schtroumpf mélange:
Système étudié : Le Grand Schtroumpf mélange: 100 mL d’une solution contenant des ions cuivre Cu 2+ de concentration C égale à 0,20 mol/L avec une solution contenant 5, mol d’ions hydroxyde OH- Comment évolue le système ?

Evolution du système : On observe l’apparition d’un précipité d’hydroxyde de cuivre de formule Cu(OH)2.

Tout le monde est prêt ? Ecrivez l’équation-bilan de la réaction
Remplissez le tableau d’avancement Equation de la réaction  Etat du système Avancement (en mol) Quantités de matière en moles Etat initial Etat intermédiaire x Etat final xf

L’équation bilan : Le Grand Schtroumpf a mélangé des ions Cu2+ à des ions OH- et a obtenu un précipité de Cu(OH)2. La réaction est donc : Cu2+ + 2OH-  Cu(OH)2 Equation de la réaction Etat du système Avancement (en mol) Quantités de matière en moles Etat initial Etat intermédiaire x Etat final xf Cu OH  Cu(OH)2

Utilisation des données:
Quelles quantités de produit le Grand Schtroumpf a mélangé ? Cu2+ : V = 100 mL , C = 0,20 mol/L donc nCu2+ = 0,10 x 0,20 = 2, mol OH- : nOH- = 5, mol Equation de la réaction Etat du système Avancement (en mol) Quantités de matière en moles Etat initial Etat intermédiaire x Etat final xf Cu OH  Cu(OH)2 2,0.10-2 5,0.10-2

Introduction de l’avancement :
On introduit dans la deuxième ligne l’avancement x … … Et dans la dernière l’avancement final xf ! Equation de la réaction Etat du système Avancement (en mol) Quantités de matière en moles Etat initial Etat intermédiaire x Etat final xf Cu OH  Cu(OH)2 2,0.10-2 5,0.10-2 2, x 5, x x 2, xf 5, xf xf

Calcul de l’avancement final xf
Pour Cu2+ : 2, – xf = 0 Donc xf = 2, mol Moi, j’aime pas les équations ! Pour OH- : 5, – 2 xf = 0 Donc xf = 2, mol Cu2+ est donc le réactif limitant et xf = 2, mol

Etat final On peut maintenant compléter la dernière ligne ! 2,0.10-2
Equation de la réaction Etat du système Avancement (en mol) Quantités de matière en moles Etat initial Etat intermédiaire x Etat final xf Cu OH  Cu(OH)2 2,0.10-2 5,0.10-2 2, x 5, x x 2, xf 5, xf xf = 0 = 1,0.10-2 = 2,0.10-2

On peut représenter graphiquement
Les quantités en fonction de l’avancement 5 4 3 2 1 Quantités de matière x 10-2 mol Avancement x 10-2 mol nOH- Fin de la réaction nCu(OH)2 nCu2+

Déterminons la masse d’hydroxyde de cuivre obtenue dans l’état final
Pour aller plus loin ! Déterminons la masse d’hydroxyde de cuivre obtenue dans l’état final

Il faut déterminer la masse molaire de l’hydroxyde de cuivre(II)
Données en g/mol : MCU= 63,5; MO = 16 et MH = 1 On détermine alors M = 63,5 + 2x16 + 2x1 = 97,5 g/mol Il faut relier masse, quantité de matière et masse molaire. On a donc m = n.M Passons à l’application numérique : On a alors m = 0,020x97,5 = 1,95 g

2.1. Modélisation de la transformation : réaction chimique e) Applications à des transformations chimiques Création de l’alumine : L’aluminium Al au contact du dioxygène O2 de l’air se transforme en alumine Al2O3. Ecrire l’équation bilan. Construire le tableau d’avancement. On aimerait connaître le volume de dioxygène nécessaire pour transformer 50g d’aluminium en alumine. A quelle quantité de matière d’aluminium cela correspond-il ? Quelle quantité de matière de dioxygène est donc nécessaire ? Quel volume cela représente-t-il ? Données : MAl = 27 g.mol-1 Vm = 24L.mol-1

2.1. Modélisation de la transformation : réaction chimique e) Applications à des transformations chimiques Combustion du méthane Le méthane CH4 est un gaz présent dans le gaz naturel. En brûlant au contact du dioxygène O2 de l’air, il forme du dioxyde de carbone CO2 et de l’eau H2O. Ecrire l’équation bilan. Construire le tableau d’avancement. On fait brûler 20 L de méthane, on voudrait calculer la masse de CO2 produite. A quelle quantité de matière de méthane cela correspond-il ? Quelle quantité de matière de CO2 est donc produite ? Quelle masse cela représente-t-il ? Données : MC = 12 g.mol-1 MO = 16 g.mol-1 Vm = 24L.mol-1

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