Une nouvelle unité en chimie pour désigner la quantité de matière : la mole (mol.) ????

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1 Une nouvelle unité en chimie pour désigner la quantité de matière : la mole (mol.)
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2 - On appelle mole un paquet d’entités chimiques.
Une nouvelle unité en chimie pour désigner la quantité de matière : la mole (mol.) La mole. -          Pour compter un grand nombre d’objets, on les regroupe en paquets. -          Il existe beaucoup d’exemples : les œufs par douzaines, les chaussettes par paires, les huîtres par 12, les bouteilles par six, … -          Les entités chimiques, (atomes, molécules ou ions) se comptent aussi par paquet. -  On appelle mole un paquet d’entités chimiques.

3 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 !

4 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.

5 Combien y-a-t-il d’entités identiques dans un paquet, dans une mole ?
Une nouvelle unité en chimie pour désigner la quantité de matière : la mole (mol.) Combien y-a-t-il d’entités identiques dans un paquet, dans une mole ? Quelque soit l’espèce chimique une mole contient N = 6, entités Exemples : -          Une mole d’atomes de fer contient 6,02 x atomes de fer. -          Une mole de molécules d’eau contient  6,02 x  molécules d’eau. -          Une mole d’électrons contient 6,02 x  électrons -          Une mole d’ions chlorure contient  6,02 x ions chlorure. La constante d’Avogadro NA Le nombre NA  représente le nombre d’entités élémentaires par mole, NA s’exprime en mol - 1.         NA =  6, x mol - 1

6 Exemple : une réaction chimique nécessite n= 2,5 mol. de O2
Une nouvelle unité en chimie pour désigner la quantité de matière : la mole (mol.) Définition : La mole est la quantité de matière d'un système contenant autant d'entités élémentaires qu'il y a d'atomes dans 12 g de carbone 12. La mole est une unité de quantité de matière de symbole : mol. La quantité de matière d’une espèce chimique est notée avec la lettre n. Exemple : une réaction chimique nécessite n= 2,5 mol. de O2

7 Une nouvelle unité en chimie pour désigner la quantité de matière : la mole (mol.)
- Une mole de glucose possède-t-elle le même nombre de molécules de glucose, qu’une mole de sel NaCl ? OUI, et ce nombre est égal à 6, - Si on a 2,5 moles de dioxygène, combien a-t-on de molécules O2 ? On aura un nombre N = 2,5 x 6, soit N =1, molécules Relation entre la quantité de matière, n (en mol.), le nombre d’entité de l’échantillon (N). N = n . NA

8 Notion de masse molaire
Une nouvelle unité en chimie pour désigner la quantité de matière : la mole (mol.) Notion de masse molaire 1 mole de glucose C6H12O6 possède-t-elle la même masse qu’une mole de saccharose C12H22O11 ? NON ! S’il y a le même nombre d’entités dans les deux « paquets », les molécules de glucose et de saccharose n’ont pas la même masse, puisqu’il y a pratiquement 2 X plus d’atomes dans la molécule de saccharose que dans celle de glucose. Définition générale.      La masse molaire d’une espèce chimique A est la masse d’une mole de cette espèce chimique.      On symbolise la masse molaire par MA La masse molaire s’exprime en g / mol ou g.mol-1.

9 Une nouvelle unité en chimie pour désigner la quantité de matière : la mole (mol.)
Comment calculer la masse molaire ?   La masse molaire moléculaire s'obtient en faisant la somme des masses molaires atomiques des atomes qui constituent la molécule. - La masse molaire atomique est donnée par le tableau périodique Exemple : Quelle est la masse molaire de l’eau : M(H2O) ? Dans une molécule de H2O il y a 2 atomes d’Hydrogène et 1 atome d’Oxygène Dans une mole de H2O il y a 2 moles d’Hydrogène et 1 mole d’Oxygène La masse d’une mole d’eau MH2O== 2. MH + 1.MO

10 Vous répondez certainement : m = 2 x 18 = 36 g
Une nouvelle unité en chimie pour désigner la quantité de matière : la mole (mol.) Relation entre la masse m et la quantité de matière n d’une espèce chimique A. - 1 mole d’eau a pour masse 18 g. Quelle est la masse m, de 2 moles d’eau ? Vous répondez certainement : m = 2 x 18 = 36 g - Quelle est la masse m, de 3 moles d’eau ? Vous répondez certainement : m = 3 x 18 = 54 g - Quelle est la masse m, de n moles d’eau ? Vous avez répondu : m = n x 18 g

11 Relation entre la masse m et la quantité de matière n d’une espèce chimique A.
1 mol de substance A a pour masse MA n mol de substance A a pour masse m On déduit deux expressions reliant n et m n = m ou m = n . MA MA ASTUCE : si vous vous mélangez les pinceaux dans les relations, revenez au simple produit en croix et rétablissez tout seul et facilement la relation qui vous convient. Aidez-vous aussi de la cohérence des unités. UNITÉS : n en mol. ; MA en g/mol ; m en g.

12 La mole FIN !