Chapitre 1 — Composition initiale d'un système chimique
I. Décrire un système chimique avant la réaction
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 chimiste ne manipule jamais directement des moles : il pèse une masse sur une balance, prélève un volume à la pipette, mesure la pression d'un gaz. Tout le chapitre consiste donc à passer d'une grandeur mesurable (masse, volume, concentration) à la quantité de matière, seule grandeur qui permette de raisonner sur l'équation de réaction.
Vocabulaire Espèce chimique : ensemble d'entités identiques (atomes, ions ou molécules) ; entité : l'objet microscopique lui-même ; corps pur : système ne contenant qu'une seule espèce ; mélange : système contenant plusieurs espèces ; soluté : espèce dissoute ; solvant : liquide qui dissout.
II. Masse molaire et quantité de matière
Propriété Une mole contient NÀ = 6,02 × 10²³ entités (constante d'Avogadro). La masse molaire M d'une espèce est la masse d'une mole de cette espèce, en g·mol⁻¹ ; on l'obtient en additionnant les masses molaires atomiques données par le tableau périodique, chacune multipliée par le nombre d'atomes correspondants.
n = m / M · N = n × NÀ · n = Vgaz / Vm · m = ρ × V
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.
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.
III. Concentrations d'une solution et dilution
Définition Pour un soluté X dissous dans un volume V de solution, on définit la concentration en quantité de matière (ou concentration molaire) C = n(X) / V, en mol·L⁻¹, et la concentration en masse Cm = m(X) / V, en g·L⁻¹. Les deux sont liées par Cm = C × M.
Exemple On dissout 5,85 g de chlorure de sodium NaCl (M = 23,0 + 35,5 = 58,5 g·mol⁻¹) dans de l'eau, puis on complète jusqu'au trait de jauge d'une fiole de 500,0 mL.
n = 5,85 / 58,5 = 0,100 mol, donc C = 0,100 / 0,5000 = 0,200 mol·L⁻¹ et Cm = 0,200 × 58,5 = 11,7 g·L⁻¹.
En solution, le solide ionique est entièrement dissocié : NaCl(s) → Na⁺(aq) + Cl⁻(aq), donc [Na⁺] = [Cl⁻] = 0,200 mol·L⁻¹.
Propriété Lors d'une dilution, on ajoute du solvant sans modifier la quantité de soluté prélevée. La quantité de matière se conserve donc : C₁ × V₁ = C₂ × V₂, où l'indice 1 désigne la solution mère et l'indice 2 la solution fille. Le facteur de dilution vaut F = C₁ / C₂ = V₂ / V₁.
Méthode : préparer une solution par dilution
- Écris la conservation de la quantité de matière : C₁V₁ = C₂V₂.
- Isole le volume à prélever : V₁ = C₂V₂ / C₁, et convertis tout en unités cohérentes.
- Choisis la verrerie précise adaptée : pipette jaugée pour V₁, fiole jaugée pour V₂ (jamais un bécher ni une éprouvette).
- Prélève V₁, verse dans la fiole, complète avec le solvant jusqu'au trait de jauge, bouche et homogénéise en retournant trois fois.
Exemple Préparer V₂ = 100,0 mL de solution à C₂ = 2,00 × 10⁻² mol·L⁻¹ à partir d'une solution mère à C₁ = 0,100 mol·L⁻¹.
V₁ = (2,00 × 10⁻² × 100,0) / 0,100 = 20,0 mL : on prélève 20,0 mL à la pipette jaugée et on complète à 100,0 mL. Le facteur de dilution est F = 0,100 / 2,00 × 10⁻² = 5.
Remarque Pour un gaz, on utilise le volume molaire Vm, volume occupé par une mole dans des conditions données : Vm ≈ 24,0 L·mol⁻¹ à 20 °C sous 1013 hPa. Ainsi 3,0 L de dioxygène dans ces conditions représentent n = 3,0 / 24,0 = 0,125 mol.