Module 3: Les quantités et les réactions chimiques

Présentation au sujet: "Module 3: Les quantités et les réactions chimiques"— Transcription de la présentation:

1 Module 3: Les quantités et les réactions chimiques
Chapitre 5: La mole: l’unité de mesure des chimistes

2 Résultats d’apprentissage
Je peux expliquer le concept de la mole et du nombre d’Avogadro ainsi que la relation entre la mole et la masse molaire. (D1.3) Je résous des problèmes impliquant des moles, des masses et des masses molaires et j’exprime les résultats de mes calculs en notation scientifique.(D2.3) Je communique dans différents contextes en me servant des termes justes. (D2.7) Je présente des exemples de la vie de tous les jours qui démontre l’importance de l’analyse des rapports quantitatifs. (D3.1)

3 Mise en situation Qu’ont en commun les koalas et l’industrie pharmaceutique ?

4 5.1 La mole et le nombre d’Avogadro
On regroupe les objets pour des raisons pratiques.

5 5.1 La mole et le nombre d’Avogadro (suite)
Les atomes, les molécules, les ions et les unités de formule d’une substance sont des objets extrêmement petits et nombreux. Les quantités utilisées pour les décrire doivent être pratiques et renfermer un très grand nombre d’atomes. Nous utilisons pour cela la mole (mol).La mole est l’unité spéciale dont les chimistes se servent pour évaluer la quantité de particules des substances. La mole est la douzaine du chimiste.

6 5.1 La mole et le nombre d’Avogadro (suite)
Définition de la mole : Unité de base SI pour évaluer la quantité d’une substance ; elle renferme le même nombre de particules (atomes, molécules, ions et unités de formule) que 12 g de l’isotope carbone-12. Nombre d’Avogadro (NA): Nombre de particules dans une mole d’une substance. On arrondit normalement à:

7 Particules représentatives de différents éléments et composés.
Les particules représentatives des éléments purs, monoatomiques comme le fer. Fe(s), sont les atomes. Les particules représentatives de molécules diatomiques, comme l’oxygène, O2(g), et les composés, comme l’eau, H2O (l), sont les molécules. Les particules représentatives des composés ioniques purs, comme le chlorure de sodium, NaCl (s), sont les unités de formule. Voir page 226 fig. 5.2

8 FR 5.1 Utiliser des unités Modélisation:
Exemple de problème : 12 bananes coûtent 1 $. Détermine le coût de 24 bananes. Solution: La relation « 12 bananes pour 1 $ » permet d’écrire deux rapports ou facteurs de conversion : Le premier facteur de conversion permet de convertir des dollars en bananes et le deuxième, des bananes en dollars. Pour convertir 24 bananes en dollars :

9 FR 5.1 Utiliser des unités (Pratique guidée)
Résous ces problèmes. Écris les unités dans tes calculs et dans ta solution. (Pratique guidée) 1. Il y a mg de sel dans un sac de croustilles. À combien de grammes de sel cette quantité correspond-elle ? Solution: Il y a 1,2 g de sel dans un sac de croustille.

10 FR 5.1 Utiliser des unités (suite) (Pratique autonome)
Résous ces problèmes. Écris les unités dans tes calculs et dans ta solution. (Pratique autonome) 2.Il y a g dans une masse de 1,00 kilogramme. Détermine le nombre de kilogrammes que représente g. Solution: œufs représentent combien de douzaines ? Solution:

11 FR 5.1 Utiliser des unités (suite)
Résous ces problèmes. Écris les unités dans tes calculs et dans ta solution. 4. Une rame de papier contient 500 feuilles. Combien de rames de papier complètes y a-t-il dans feuilles ? feuilles x 1 rame = 44,868 rames 500 feuilles 5. Exprime une masse de 23 mg en kilogrammes.

12 FR 5.1 Utiliser des unités (suite)
6. Convertis 60 km en mètres. 7. Convertis 1 h en secondes.

13 FR 5.1 Utiliser des unités (suite)
8. Convertis 1 km/h en m/s. 9. Détermine le nombre de millimètres dans 1,2 km. 10. Il y a 454 g dans une livre (lb). Si un pèse-personne indique que la masse d’une personne est de 145 lb, détermine sa masse en kilogrammes.

14 Conversion des moles en nombres de particules.
On sait que: 1 mole de carbone contient 6,02 X atomes de carbone et que 2 moles de dioxyde de carbone (CO2) contiennent 2 x 6,02 X 10 23= 1,20 X 1024 atomes de dioxyde de carbone n= N où n représente la quantité en moles NA N= nombre de particules individuelles NA= le nombre d’Avogadro Pour trouver le nombre de particules individuelles, tu peux utiliser: N=n X NA (voir exemple page 229 du manuel)

15 partie1

16 Partie 2

17 Conversion d’un nombre de particules en une quantité en moles.
Pour convertir des nombre de particules en moles de particules, tu peux utiliser: n= N où n représente la quantité en moles NA N= nombre de particules individuelles NA= le nombre d’Avogadro (voir exemple page 231 du manuel)

18

19 Pratique-toi En suivant le modèle de la FR 5.2 réponds au questions des pages 230 et 231 pour le prochain cours.

20 5.2 La masse et la mole Masse molaire: masse d’une mole d’une substance; son symbole est M et son unité est g/mol.

21 5.2 La masse et la mole La masse molaire d’un élément, exprimée en g/mol, est numériquement la même que la masse atomique de cet élément exprimée en unités de masse atomique (u). Voir tableau 5.2 page 233

22 5.2 La masse et la mole La masse d’une mole d’atomes d’un élément du tableau périodique= masse molaire atomique La masse d’une mole de molécules d’une substance= masse molaire moléculaire La masse d’une mole d’unités de formule d’une substance=masse molaire d’unités de formule. Toutes ses masses molaires sont exprimées en g/mol. Dans le tableau périodique, les masses indiquées représentent les valeurs moyennes des masses atomiques (u) et molaires (g/mol) de tous les isotopes de cet élément.

23 Masse molaire d’un composé
Exemple: H2O M H2O= 2 MH + Mo = 2(1,01 g/mol) + 1(16,00 g/mol) = 18,02 g/mol La masse molaire de l’eau =18,02 g/mol Voir exemple page 234 du manuel.

24

25 Masse molaire d’un composé
Pratique-toi page 235 #31-40 N’oublie pas de suivre la démarche de la FR 5.2

26 Relations entre le nombre de moles, la masse et le nombre de particules.
Fig 5.9 page 235.

27 Conversion d’une quantité exprimée en moles en une masse.
Masse = quantité en moles x masse molaire. m = n x M Exemple tiré de la bibliothèque virtuelle de Allo-prof: Quelle est la masse de 2,5 moles de HCN ? Solution : La masse d’une mole de HCN correspond à 27,03 g, soit 1,01 g de H + 12,01 g de C + 14,01 g de N. Puisque m = n x M, alors m = 2,5 moles x 27,03 g/mole de HCN; m = 67,58 g de HCN. Voir autre exemple page 237 du manuel

28

29 Conversion d’une masse en une quantité exprimée en moles .
Combien y-a-t-il de moles d’acide acétique, CH3COOH, dans un échantillon de 23,6 g? Solution Nombre de moles = masse/ masse molaire Donnée m = 23,6 g d’acide acétique, CH3COOH Donc, n = m/M = 23,6 g / 60,06 g/mol = 0,393 mol

30 Conversion d’un nombre de particules en masse
Voir exemple page 240 du manuel.

31 Partie 1

32 Suite de l’exemple de la page 240 (partie 2)

33 Suite de l’exemple de la page 240 (partie 3)

34 Conversion de masse en un nombre de particules.
Voir exemple page 241 du manuel (diapositive suivante)

35 Partie 1

36 Partie 2

37 Pratique-toi À terminer pour le prochain cours: Page 237 # Page 239 # Page 242 # 61-64