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DOC : Formation Individualisée |
DOC : Elève. |
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DOSSIER N° Matière : CHIMIE |
Information
« TRAVAUX » |
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OBJECTIFS : - Savoir calculer
une masse molaire. |
I ) Pré requis:
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i9 |
:i |
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II ) ENVIRONNEMENT du dossier :
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Dossier précédent : |
Dossier suivant : |
Info : liste des cours
disponibles |
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III ) LECON : Atomes et MOLECULES - MOLE - MASSE MOLAIRE - L E NOMBRE
D'AVOGADRO |
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PARTIE I ) |
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STRUCTURE
DES CORPS MOLECULAIRES ( des CORPS PURS à l’
état GAZEUX , LIQUIDES, SOLIDES , LES
CRITAUX) |
:i |
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Partie II : |
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MOLE - 6,023 × 1023 - "Avogadro" |
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IV) INFORMATIONS
« formation leçon » :
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Travaux auto - formation. |
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Corrigé
des travaux auto - formation. |
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Contrôle
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évaluation
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Corrigé |
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V
) DEVOIRS
( écrits):
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Devoir diagnostique L
tests. |
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Devoir Auto
- formatif
(intégré au cours) |
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Devoir Formatif « Contrôle :
savoir » ; (remédiation) |
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Devoir certificatif : (remédiation) |
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*
remédiation : ces documents peuvent être réutilisés (
tout ou partie) pour conclure une formation .
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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 :
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1 atome de carbone 12 a une masse de |
1,992 662 X 10 -6 kg |
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1 atome d’oxygène 16 a
une masse de |
2, 655 999 X 10 -26 kg |
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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
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Leçon |
Titre |
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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.
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)
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.
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.
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
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Leçon |
Titre |
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N° |
TRAVAUX d ’
AUTO - FORMATION sur MOLE et MOLECULE |
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