Ch1: Composition d’un système chimique

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Ch1: Composition d’un système chimique

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1. Quantités de matière

1.1. Masse molaire atomique et masse molaire d’une espèce chimique

On appelle masse molaire M d’une espèce chimique, la masse d’une mole d’entités de cette espèce chimique.

Exemple: de la masse molaire atomique M(O) de l’atome d’oxygène

masse d’un atome d’oxygène m(O) = 2,66×10^-23g nombre d’entités par mole : N_A = 6,02×10²³mol^-1

M(O) = N_A× m(O) soit M(O) = 16 g.mol^-1

De même, la masse molaire M d’une espèce chimique

correspond à la masse d’une mole de cette espèce chimique.

Elle se calcule en faisant la somme des masses molaires atomiques des atomes la constituant, en tenant compte de leurs proportions.

Quelle est la masse molaire de l’eau M(H₂O)?

M(H) = 1,0 g.mol^-1et M(O) = 16 g.mol^-1

M(H₂O) = 2 M(H) + M(O) = 18 g.mol^-1

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1.2. Détermination de quantités de matière 1.2.1. À partir de la masse d’un échantillon

Il est possible de déterminer la quantité de matière n d’un échantillon à partir d’une simple pesée de sa masse m à l’aide d’une balance.

Si M est la masse molaire de l’espèce chimique constituant l’échantillon, on a alors :

n = m M

avec n en mole (mol), m en g et M en g.mol^-1

Combien y a t-il de mole d’eau dans 27 g d’eau?

n = 27

18 = 𝟏, 𝟓 𝐦𝐨𝐥

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1.2.2. À partir de la concentration molaire d’une espèce en solution

En solution aqueuse, on utilise régulièrement la

concentration molaire (ou concentration en quantité de matière) du soluté.

La quantité de matière n du soluté dissous dans la

solution de volume V de concentration molaire c est alors :

n = c

^×

V

avec c en mol.L^-1, V en L et n en mol.

Rappel : La concentration massique (ou concentration en masse) c_m et la concentration molaire c sont liées par la relation c_m= c × M

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1.2.3. À partir du volume d’un échantillon gazeux

Pour le modèle des gaz parfaits, la loi d’Avogadro précise que le volume occupé par une mole de gaz à pression et température données est constant, quel que soit le gaz considéré.

On définit alors le volume molaire V_m des gaz, à pression et température données.

À pression atmosphérique et à 20 °C, V_m = 24,1 L.mol^-1 La quantité de matière n d’un échantillon gazeux de volume V est donnée par la relation :

n = V

Vm

^{avec V} ^{en L, V}^m ^{en L.mol}^-1 ^{et n} ^{en mol.}

Exemple : 241 L de dioxygène, de diazote ou de dioxyde de carbone à la pression atmosphérique contiennent une quantité de matière de gaz n = 241

24,1 = 𝟏𝟎 𝐦𝐨𝐥

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Exercices p28 n°1, 2, 17, 18, 21 et 35

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2. Caractérisation des solutions

2.1. Spectrophotométrie UV-Visible (voir TP 1 et 2) L’être humain voit les radiations dont les longueurs

d’onde sont comprises entre 380 et 780 nm dans le vide.

Le spectre de la lumière blanche est un spectre continu constitué de ces radiations visibles.

(Pas visible) (Pas visible)

Ultraviolets Lumière blanche Infrarouges

380 nm 780 nm

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Chaque solution colorée absorbe différemment les radiations lumineuses. Son spectre d’absorption s’obtient à l’aide d’un

spectrophotomètre. Cet appareil permet de mesurer

l’absorbance A d’une solution en fonction de la longueur d’onde λ des radiations lumineuses qui la traversent.

Ces 2 représentations illustrent le fait que chaque espèce colorée en solution a un spectre d’absorption qui lui est propre. On appelle λ_max la longueur d’onde pour laquelle l’absorbance de l’espèce considérée est maximale. (Pour le jaune de tartrazine, λ_max  480 nm)

Exemples :

- spectre d’absorption du sirop de

menthe - spectre d’absorption du jaune

tartrazine

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2.2. Couleur d’une espèce en solution (voir TP 1) La couleur d’une solution correspond à la couleur

complémentaire de la radiation lumineuse absorbée.

Remarque : une solution incolore n’absorbe aucune radiation visible.

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2.3. Loi de Beer-Lambert (voir TP 2)

L’absorbance A (sans unité) d’une solution diluée est proportionnelle à sa concentration c.

Le coefficient de proportionnalité k dépend :

de la nature de la solution et de sa concentration, de la longueur d’onde de la radiation traversant la solution,

de l’épaisseur de solution traversée par la lumière, de la température de la solution.

A = k

^

c

quelle est l’unité de k?

avec c (mol.L^-1) et A sans unité alors k (L.mol^-1)

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2.4. Dosage par étalonnage (voir TP 2) 2.4.1 Définition

Doser une espèce en solution consiste à déterminer expérimentalement sa quantité de matière ou sa

concentration (molaire ou massique).

2.4.2. Principe

Réaliser une courbe détalonnage à partir de solutions étalons (solutions de concentrations connues) et utiliser cette courbe pour déterminer la concentration inconnue La gamme de solutions étalons peut s’obtenir par

plusieurs dilutions différentes d’une solution mère de

concentration connue, contenant la même espèce à doser.

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Exercices p30 n°22, 23, 24, 26, 39 et 40