Au programme de ce chapitre
- I. Décrire un système chimique avant la réaction
- II. Masse molaire et quantité de matière
- III. Concentrations d'une solution et dilution
- Méthodes et pièges à éviter
- Savoir-faire
- Exercices types corrigés
- Teste-toi — vrai ou faux ?
- Pièges fréquents et astuces
La définition à retenir
Définition Un système chimique est l'ensemble des espèces chimiques présentes dans la partie de l'Univers que l'on étudie. Le décrire, c'est indiquer pour chaque espèce : sa formule, son état physique — solide (s), liquide (ℓ), gaz (g) ou en solution aqueuse (aq) — et sa quantité de matière en moles. On parle de composition initiale lorsque cette description est faite avant que la transformation ne commence.
Un exemple corrigé
Exemple Calculons la masse molaire du sulfate de cuivre pentahydraté, de formule CuSO₄·5H₂O, avec M(Cu) = 63,5, M(S) = 32,1, M(O) = 16,0 et M(H) = 1,0 g·mol⁻¹.
M = 63,5 + 32,1 + 4 × 16,0 + 5 × (2 × 1,0 + 16,0) = 63,5 + 32,1 + 64,0 + 90,0 = 249,6 g·mol⁻¹.
Une masse m = 6,24 g correspond donc à n = 6,24 / 249,6 = 2,50 × 10⁻² mol, soit N = 2,50 × 10⁻² × 6,02 × 10²³ = 1,51 × 10²² entités.
M = 63,5 + 32,1 + 4 × 16,0 + 5 × (2 × 1,0 + 16,0) = 63,5 + 32,1 + 64,0 + 90,0 = 249,6 g·mol⁻¹.
Une masse m = 6,24 g correspond donc à n = 6,24 / 249,6 = 2,50 × 10⁻² mol, soit N = 2,50 × 10⁻² × 6,02 × 10²³ = 1,51 × 10²² entités.
L'essentiel à retenir
- n = m/M (solide/liquide) ; n = V/Vm (gaz).
- M d'une molécule = somme des masses molaires atomiques.
- c = n/V (mol/L), V en litres.
- La composition initiale d'un système = les quantités de matière de chaque espèce au départ.
Les erreurs fréquentes à éviter
Piège — masse et masse molaire. m (en g) et M (en g/mol) sont différents : n = m/M donne bien des moles.
Piège — unités de volume. Dans c = n/V et n = V/Vm, les volumes sont en litres : convertir les mL.
Attention N'oubliez jamais les molécules d'eau d'un solide hydraté : utiliser M = 159,6 g·mol⁻¹ (celle de CuSO₄ anhydre) pour peser du sulfate de cuivre pentahydraté conduit à une erreur de plus de 35 % sur la quantité de matière. De même, la masse molaire d'un gaz diatomique est celle de la molécule : M(O₂) = 32,0 g·mol⁻¹ et non 16,0.
L'astuce du prof
Astuce Trois ponts vers la mole : n = m/M (solide pesé), n = C×V (solution), n = V/Vm (gaz).
Exercices corrigés
Cherche d'abord seul, puis ouvre la correction.
Exercice 1 — De la masse à la quantité
Quelle quantité de matière dans 36 g d'eau (M = 18 g/mol) ?
Voir la correction
n = m/M = 3618 = 2 mol.
Exercice 2 — Calculer une masse molaire
Calcule la masse molaire du dioxyde de carbone CO2 (M(C) = 12, M(O) = 16 g/mol).
Voir la correction
M(CO2) = 12 + 2×16 = 44 g/mol.