DOC. : Professeur ; Formateur

DOC : Formation Individualisée

DOC : Elève.

 

DOSSIER 

Matière : CHIMIE

Information « TRAVAUX »

Cliquer sur  le mot !.

INFORMATIONS PEDAGOGIQUES :

NIVEAU :

Formation  Niveau V  (inclus le CAP et CFA)

OBJECTIFS :

- Savoir calculer une masse molaire.

I ) Pré requis:

i9  

Etude  de l’eau et de l’air.

:i

i9  

 

:i

II ) ENVIRONNEMENT du dossier :

Index  

Dossier précédent :

ATOME .

Dossier suivant :

Réactions chimiques- EQUATIONS BILANS.

Info :

 

III )  LECON    :  Atomes et   MOLECULES - MOLE  - MASSE MOLAIRE -

L E NOMBRE D'AVOGADRO 

Chapitres :

i9

Historique

:i

 

PARTIE I )

 

i9

CORPS MOLECULAIRES :

STRUCTURE DES CORPS MOLECULAIRES  ( des  CORPS PURS à l’ état  GAZEUX , LIQUIDES, SOLIDES , LES CRITAUX)

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Partie II :

 

i9  

MOLECULE

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MOLE - 6,023 × 1023    - "Avogadro"

:i

i9  

MASSE MOLAIRE

:i

 

IV)   INFORMATIONS  «  formation leçon » :

 

Test

 

COURS  

Travaux  auto - formation.

 

Corrigé des travaux  auto - formation.

Contrôle

évaluation

INTERDISCIPLINARITE

Corrigé Contrôle

Corrigé

 évaluation

 

V )   DEVOIRS  ( écrits):

 Devoir diagnostique L tests.

Ÿ

 Devoir  Auto  - formatif  (intégré au cours)

Ÿ

  Devoir Formatif  « Contrôle : savoir » ;   (remédiation)

Ÿ

 Devoir  Formatif  «  Evaluatio  savoir faire »  (remédiation)

Ÿ

Devoir sommatif.

Ÿ

Devoir certificatif : (remédiation)

Ÿ

* remédiation : ces documents peuvent être réutilisés ( tout ou partie) pour conclure une formation .

 

 

 

 

 

Détermination de la masse des atomes :

l’appareil  utilisé pour déterminer la masse d’un atome est un spectrographe.

Les spectrographes « à haute résolution » permettent de déterminer la masse des atomes avec un grande précision .

Par exemple : 

1 atome de carbone 12  a une masse de 

1,992 662 X 10 -6 kg

1 atome d’oxygène 16  a  une masse de 

2, 655 999 X 10 -26 kg

1 atome d’ hydrogène a  une masse de 

 

1, 7  X 10 -27 kg

c’est la masse du plus léger atome.

Les chiffres sont certains, sauf le dernier.

On retiendra que l’ordre de grandeur de  la masse des atomes de numéro atomique peu élevé : 10 -26 kg

 

Leçon

Titre

 

MOLE et MOLECULE

Avant - propos :

Historique  (Bref) de la classification périodique:

Dans l'antiquité, on tenta déjà de classer les constituants de la matière en fonction de leurs propriétés et ce fût la théorie dite des "quatre éléments" : la terre , l'air , le feu et l'eau due à l'imagination de d'Empédocle.

Il a fallu attendre le XIXè siècle pour avoir des classifications reposant sur la découverte d'un grand nombre d'éléments chimiques:

-De Chancourtois proposa en 1862 de placer les éléments par masse atomique croissante, sur une hélice tracée sur un cylindre. Les éléments situés sur une même génératrice présentent des propriétés semblables.

- New lands (1863) proposa une classification à sept colonnes par masse atomique croissante,le colonne des gaz rares est exclue.

-Enfin Mendéléiev, en 1869, fit un classement par masse atomique croissante.*Il a fallut attendre le début du XXè siècle pour obtenir le tableau périodique des éléments . Les éléments sont classés par nombre  atomique croissant.

 

Historique du nombre d'Avogadro : Dés la seconde moitié du 19è siècle les savants ont déterminé expérimentalement le nombre d'Avogadro. L'élément  Hydrogène a servi d'élément de référence  puis ce fut l'élément oxygène de masse molaire atomique 16g/mol. Depuis 1961, l'élément carbone de masse molaire 12g/ mol est l'élément de référence.

 

Avogadro Amédée (1776-1856) est  un chimiste italien qui a travaillé sur la théorie atomique moléculaire.

BORH Niel (1885-1962)  Physicien danois, qui travailla au début de sa carrière  sur la structure de l'atome. Il obtient le prix Nobel de Physique en 1922. Il s'est ensuite intéressé à la fission des  atomes lourds et a travailla avec Einstein et Fermi à Princeton aux Etats-Unis.

 

 


 

COURS

L’atome est la plus petite partie de corps qui puisse participer à la formation d’une molécule.

 

PARTIE I )

STRUCTURE DES CORPS MOLECULAIRES  ( des  CORPS PURS à l’ état  GAZEUX , LIQUIDES, SOLIDES , LES CRITAUX)

 

A)  Les GAZ    (ici Info + ):

 

La molécule est la plus petite partie d’un corps pur qui puisse exister tout en conservant les propriétés de ce corps.

 

Les gazs sont formés de particules extrêmement  petites, très espacés , soumises à une agitation  incessante et désordonnée qui augmente  avec la température. Cette structure explique les propriétés physiques  telles que ; les lois des variations de la pression d'une masse gazeuse à une température constante (MARIOTTE tel que p.V = constante  avec "p" pour pression , "V" pour volume )

A volume constant (CHARLES donne  = constante)

La compressibilité et l'expansibilité: c'est la possibilité d'accroître ou de réduire le volume occupé par une masse de gaz déterminée. Dans les conditions ordinaires, les gaz sont des isolants électriques, ce qui permet d'affirmer que les molécules sont des particules électriquement neutres.

La loi d’ Avogadro - Ampère. Des volumes égaux de gaz différents , pris dans les mêmes conditions de température et de pression , renferment le même nombre de molécules.

 

Info : a la suite  de nombreuses observations ( par exemple la synthèse de l’eau) , Gay Lussac avait annoncé la loi : que les combinaisons  de gaz entre eux se font toujours selon des rapports très simples en volume  et que , lorsque le résultat est gazeux, son volume est aussi en rapport très simple avec celui de ses composants. Pour interpréter  cette observation, l’Italien Amédée Avogadro, en 1811 , émit une hypothèse que le français Ampère proposa  à son tour , pour des raisons plus théoriques , en 1814, et que nous devons considérer aujourd’hui comme l’une des lois les plus importantes de la chimie.

Propriétés :

- Communes : La matière à l’état gazeux est expansible et compressible.

- distinctes :

 la couleur : certains gaz sont colorés : le chlore est jaune verdâtre , le dioxyde d’azote  est brun - rougeâtre. De nombreux gaz sont incolores comme le chlorure d’hydrogène , l’ammoniac, le dioxyde de carbone , l’oxygène , l’azote.

Odeur :   certains gaz sont inodores :oxygène, dioxyde de carbone , azote,…. ;D’autres comme le chlorure d’hydrogène , ont une odeur piquante ; l’ammoniac a une odeur suffocante , le sulfure d’hydrogène a une odeur repoussante..

Solubilité : le gaz d’ammoniac et le chlorure d’hydrogène disparaît  pour passer dans l’eau , les produits obtenus sont respectivement des solutions d’ammoniac  et de chlorure d’hydrogène. L’oxygène et l’azote sont peut soluble dans l’eau.

 

 

 

 

 

B) LES CORPS PURS LIQUIDES:

 

Ils ne conduisent pas le courant électrique . La plupart des corps pur liquide ont aussi une structure moléculaire (formés de molécules):eau pure, alcool, éther, et aussi des liquides issus de la liquéfaction des gaz. Si le volume est pratiquement constant, les molécules d'un liquide sont sans cesse en mouvement (bien que plus rapprochées les unes des autres que celles d'un gaz).

 

C) LES CRITAUX (benzène, glace, urée…)

Les molécules sont dans ce cas ordonnées dans un réseau cristallin.

 

PARTIE II )

Nous connaissons déjà,  l'unité de volume  et l'unité de masse. Ces unités sont insuffisantes, en chimie. Nous devons connaître la quantité de matière nécessaire pour réaliser une synthèse, comme nous cherchons quelle est la quantité de matière qui compose  l'objet (ou le corps)   analysé. L'unité nouvelle porte sur "le comptage de la quantité de matière". A notre échelle, il est impossible   de mesurer une quantité de matière en comptant les particules (atomes) qu'elle contient. Il a donc été nécessaire de définir une unité de matière adaptée : cette unité est appelée ; mole. 

Les atomes sont des particules très petite , trop petite . La masse du plus léger atome est l’ atome d’ hydrogène qui a  une masse de  1, 7  X 10 -27 kg. Une telle valeur numérique, même si on l’exprime en gramme ou milligramme, est évidemment quasi inutilisable.

On aurait pu penser à définir une unité de masse  atomique « référent »  telle que la masse de l’atome d’hydrogène  vaille « 1 » unité de masse atomique .

On a préféré ne pas changer d’unité mais raisonner avec un groupe d’atomes plutôt qu’avec un atome individuel. On aurait pu choisir ce groupe ( un certain nombre d’atomes)  pour que la masse du plus léger, l’hydrogène, soit  1 gramme.

En fait , ce n’est pas l’hydrogène que l’on a choisit, comme atome de référence. On lui a préféré un atome qui s’associe à tous les autres éléments ; cela permet de les comparer entre eux.

Le groupe (d’atomes) choisi contient toujours le même nombre d’atome. On l’appelle « une mole d’atomes ».

Par convention : le nombres d’atomes contenus dans une mole est choisi pour que la masse d’une mole d’atomes de carbone soit de 12 X 10 -3 kg  ( 12 grammes)

 

.

LA MOLECULE:   :i++++

 

Par définition : La molécule est la plus petite partie d’un corps pur qui puisse exister tout en conservant les propriétés de ce corps.

Exception faite des gaz inertes (monoatomiques), les corps purs moléculaires ont leurs molécules formées de plusieurs atomes d'un même élément (corps simple) ou d'éléments différents (corps composés)

 

La stabilité de la molécule et sa forme sont assurées par des liaisons chimiques inter atomiques.

Ces liaisons sont dites "covalentes"  (mise en commun de deux électrons de la couche externe).

 

Représentation d'une molécule par une formule moléculaire.

 

La molécule d'un corps simple se représente par le symbole de l'élément plus un chiffre (indice) qui indique l'atomicité (lorsque celui-ci est supérieur à 1).

 

Exemples :  H Cl (acide chlorhydrique), CO2 (dioxyde de carbone) , NH3 (ammoniac) , CH4  (méthane) , C2H4O (acide acétique).

 

IMPORTANT : A l'échelle des molécules, la formule du corps représentant une molécule représente aussi une masse de ce corps égal à la somme des masses des atomes contenus dans la molécule.

 

 

Résumé: MOLECULE :

Les atomes s'assemblent afin de saturer leur couche électronique externe. L'élément est alors dans son état stable.

Une liaison covalente est la mise en commun d'une paire d'électrons.

Un assemblage de deux ou plusieurs atomes par liaison covalente est une molécule.

Les molécules sont des corps simples constituées d'atomes identiques.

Les molécules des  corps composés sont constituées de plusieurs sortes d'atomes

 

 

 

LA MOLE :

La mole d'atomes est la quantité de matière d'un système contenant 6,022 × 1023 atomes identiques. (Soit 620 mille milliard de milliard d'atomes)

Autrement dit : la mole, est un nombre de particules identiques (électrons, atomes, molécules, ions,) égal au nombre d'Avogadro.

Le symbole de la mole est : mol.

6,023 × 1023   est appelé "nombre d'Avogadro"  (noté: N)

 

L'élément référent :

L'élément de référence choisi pour définir ce nombre est :l' élément carbone . (12 g de carbone pur contiennent 6,022 × 1023  atomes de carbone.

 

Cette masse de 12g représente la masse molaire du carbone exprimée en g/mol  ( lire gramme par mole)

 

 

Commentaires :

 Le nombre 12 représente également le nombre de masse de  l'élément carbone  à l'échelle microscopique.

Le symbole  126 C représente aussi la mole d'atome de carbone  soit 6,022 × 1023  atomes de carbone.

 

Info :   = lire en nombre décimal :Six cent deux milles deux cents milliards de milliards d'atomes.

Même de petits échantillons de matières contiennent un nombre "énorme" d'atomes:

Exemple : cuivre (Cu)

-  1 mm3  de métal de cuivre contient 8,5 × 1019 atomes.

- Une masse de 63 grammes de cuivre contient   6,022 × 1023  

 

On généralise L à retenir)

 

Une mole d'entités (atomes, molécule ou ions) contiennent N=6,022 × 1023  entités.

 

 

 

 

 

MASSE MOLAIRE :

 

La masse d'une mole d'atomes d'un élément est appelée "masse molaire atomique"  , elle s'exprime en g/mol  ( gramme par mole) .

Autrement dit : la masse molaire atomique d'un élément est la masse d'une môle d'atomes de l'élément considéré.

Valeur de cette masse molaire : on peut estimer que la masse molaire atomique est égale au nombre "A" du symbole de l'élément.

Exemples :

L'atome d'oxygène 168O à une masse molaire atomique de 16g/ mol. (soit  à 0,0001 près : 15,999 g/mol)

L'atome d'Hydrogène  11H à une masse molaire atomique de 1g/ mol. . (soit  à 0,000 01 près : 1,0080 g/mol)

L'atome de carbone 126O à une masse molaire atomique de 12g/ mol. . (soit  à 0,0001 près : 12,011 g/mol)

 

 

Activités : voir le tableau des éléments et repérer le nombre de masse, et comparer les valeurs entre chaque élément.

 

 

 

 

(Ici : voir leçon sur la classification des éléments)

 

MASSE MOLAIRE ET FORMULE : (voir ci dessus)

La mole d'un corps  moléculaire  contient N molécules de ce corps.

On la représente aussi par la formule moléculaire, dans laquelle chaque symbole représente une mole d'atomes de l'élément correspondant:

 

Exemple : dans une mole d'eau ou H2O, H représente 1g d'hydrogène, O représente 16g d'oxygène. La masse molaire de l'eau est de 18g d'eau.

 

Activités: (voir vocabulaire)

Soit les formules molaires suivantes: OH ; CO3 ; NO3 ;  SO4 ; calculer la masse molaire de chacune d'elles.

Et encore : CaCO3  ;  ZnCO3  ;  AgCl  ;  FeCl2    FeS   H2 S   ; CuSO4  ;  ZnSO4   ;AgNO3    ;Pb(NO3)2   ; Fe (OH)2   ; KOH  ; Cu O ; MgO  

 

La loi d'Avogadro -Ampère et le volume molaire.

 

A l'état gazeux, sous la même température et la même pression, les moles  de tous les corps purs occupent le même volume, appelé "volume molaire" (loi approchée).

Vo = 22,4 litres

 

 

Propriétés chimiques des éléments (atomes)

-les propriétés chimiques des éléments sont dues aux électrons de la couche électronique externe. Les éléments d'une même colonne ont des propriétés chimiques semblables.

-La saturation de la couche électronique externe constitue une structure électronique stable pour l'élément.

.

STUCTURE DE QUELQUES MOLECULES:

 

a) La molécule d'Hydrogène :

Lorsque deux atomes d'hydrogène se rapproche suffisamment, l'électron de l'un et de l'autre sont mis en commun, chacun d'eux est fortement attiré par les 2 noyaux. Cette attraction équilibre la répulsion des deux noyaux et des deux  électrons. L'édifice est alors stable. La liaison est dite "covalente".

 

H + H ®  H2

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Leçon

Titre

TRAVAUX d ’ AUTO - FORMATION sur MOLE et MOLECULE

 

TRAVAUX      d ’ AUTO - FORMATION : CONTROLE

 

 

TRAVAUX N°    d ‘ AUTO - FORMATION   EVALUATION

 

1°)  Soit les formules molaires suivantes: OH ; CO3 ; NO3 ;  SO4 ; calculer la masse molaire de chacune d'elles.

 

2°)  Calculer la masse molaire de chacune des formules suivantes :

CaCO3  ;  ZnCO3  ;  AgCl  ;  FeCl2    FeS   H2 S   ; CuSO4  ;  ZnSO4   ;AgNO3    ;Pb(NO3)2   ; Fe (OH)2   ; KOH  ; Cu O ; MgO