2GT.3. Dénombrer les entités

Les élèves doivent savoir
  • Définir une espèce chimique comme une collection d’un nombre très élevé d’entités identiques.
  • Exploiter l’électroneutralité de la matière pour associer des espèces ioniques et citer des formules de composés ioniques.
  • Utiliser le terme adapté parmi molécule, atome, anion et cation pour qualifier une entité chimique à partir d’une formule chimique donnée.
  • Déterminer la masse d’une entité à partir de sa formule brute et de la masse des atomes qui la composent.
  • Déterminer le nombre d’entités et la quantité de matière d’une espèce dans une masse d’échantillon.

Différentes sortes d’entités

Au chapitre précédent nous avons parlé des solutions formées par la dissolution d’une substance dans un solvant. Voyons maintenant de quelles sortes de substances nous parlons et quelles sont les particularités de chacune d’entre elles.

Solution moléculaire

Comme cela a été vu au collège en classe de 3e, si le soluté est sous la forme de molécules, par exemple du Saccharose (le sucre de table extrait des betteraves à sucre), la solution ne conduit pas le courant électrique, car les molécules sont électriquement neutres. On dira que c’est une solution moléculaire.

On peut noter cette dissolution du saccharose sous la forme suivante :

L’état physique du corps sera précisé après sa formule chimique moléculaire. On utilise les abréviations suivantes :

  • (s) : solide
  • (l) : liquide
  • (g) : gazeux
  • (aq) : aqueux (dissout dans le solvant)

L’entité dont nous parlons ici est la molécule de saccharose et elle possède une structure moléculaire que l’on peut décrire grâce à sa formule brute C12H22O11 ou, de façon plus précise avec son modèle moléculaire :

Structure atomique

Une molécule est composée de plusieurs atomes liés entre eux. On peut donc facilement imaginer qu’une très petite molécule serait constituée d’un seul atome, c’est le cas du gaz hélium (He) qui permet aux ballons de fête de flotter en l’air, ou alors de plusieurs atomes de même sorte regroupée dans une structure cristalline, comme dans le cas des métaux purs (or, fer…).

La structure cristalline du fer a été reproduite à très grande échelle par l’Atomium de Bruxelles :

Solution ionique

En collège nous avons vu qu’une solution d’eau salée était conductrice du courant électrique. En effet, les ions sont porteurs de charges électriques du fait de leurs électrons excédentaires (anions) ou de leur déficit en électrons (cations). On parle alors de solution ionique.

Une solution ionique est toutefois globalement neutre, car elle contient autant de charges électriques positives portées par les cations que de charges électriques négatives portées par les anions.

Cela ne signifie pas nécessairement qu’il y a autant d’anions que de cations, car les ions peuvent porter un nombre de charges différentes !

On peut en déduire les proportions d’ions présents dans une solution ionique, ce qui permet également de retrouver la formule du sel solide correspondant avant dissolution.

Exemples :

  • Dans une solution de chlorure de sodium, les ions chlorure Cl sont des anions qui portent une charge négative. Les ions sodium Na+ sont des cations qui portent une charge positive. Vu que ces deux ions portent la même charge, il y aura toujours un ion chlorure pour un ion sodium.

La dissolution du chlorure de sodium peut s’écrire de la façon suivante :

  • Dans une solution de chlorure de fer III, les ions chlorure Cl sont des anions qui portent une charge négative. Les ions fer III Fe3+ sont des cations qui portent trois charges positives. Pour que la solution soit électriquement neutre il faut donc qu’il y ait trois ions chlorure (trois fois une charge négative) pour compenser les trois charges positives de l’ion fer III.

La dissolution du chlorure de fer III peut s’écrire de la façon suivante :

Remarque : à l’état solide, les « sels » ne forment pas des molécules (avec un nombre d’atomes fini), mais des cristaux dans lesquels les ions s’arrangent de façon géométrique en fonction de leur charge. Leur formule solide ne donne donc pas le nombre d’ions précis, mais les proportions d’ions présents dans le sel.

Quantité de matière

Masse des entités

Il est possible de déterminer la masse d’un atome en additionnant la masse de ses composants : protons, neutrons et électrons. Toutefois, la masse de l’électron est tellement faible qu’elle est négligeable puisqu’elle représente un 2000e de la masse d’un nucléon.

Les masses du proton et du neutron étant très proches, on peut calculer avec une bonne précision la masse d’un atome en multipliant simplement le nombre de nucléons A par la masse du proton (1,67×10-27 kg)

Exemple : pour un atome de carbone  la masse sera de :

Nous voyons ici que cette masse est extrêmement faible et que « peser » un seul atome ne serait pas facile et même totalement impossible avec nos balances de laboratoire de lycée.

Il a toutefois été possible de calculer la masse de tous les atomes. En voici quelques exemples :

m(H) = 1,67×10-27 kg

m(C) = 1,99×10-27 kg ou 2,00×10-27 kg (selon l’arrondi considéré).

m(O) = 2,66×10-27 kg

Masse des molécules

La masse d’une molécule se calcule en additionnant la masse de tous les atomes qui la compose.

Par exemple, la masse de la molécule d’eau, H2O est égal à la somme de la masse de deux atomes d’hydrogène et de la masse d’un atome d’oxygène. Donc :

m(H2O) = 2 × m(H) + m(O) =  2 × 1,67×10-27 + 2,66×10-27 = 6×10-27 kg

Masse des ions

Comme nous avons annoncé d’entrée que la masse des électrons était négligée dans le calcul de la masse des atomes, cela va simplifier le calcul de la masse des ions : il suffit de faire comme si les charges n’existaient pas et de simplement prendre la masse des atomes qui les composent.

Ainsi, la masse de l’ion chlore (Cl-) est la même que celle d’un atome de chlore (Cl).

Masse et quantité de matière

À l’échelle macroscopique, nous ne travaillons pas avec des milliardièmes de milliardièmes de grammes, mais simplement avec des grammes ou des kilogrammes.

Logiquement, il y a proportionnalité entre les masses des atomes et les masses des échantillons de matière et on peut en déduire le nombre d’entités en utilisant les règles de proportionnalités :

1\ {\rm entité}\ {\rm \longrightarrow}\ {\rm m}_{{\rm entité}}

N\ {\rm entités}\ {\rm \longrightarrow}\ {\rm m}_{{\rm échantillon}}

Donc\ N={{{\rm m}_{{\rm échantillon}}}\over{{\rm m}_{{\rm entité}}}}

Exemple : calculer le nombre d’entités présentes dans un litre d’eau pure (1 litre d’eau pure pèse 1 kg, c’est la définition du kilogramme) :

1\ {\rm entité}\ {\rm \longrightarrow}\ m_{H_{2}O}\ =\ 6\times 10^{-27}kg

N\ {\rm entités}\ {\rm \longrightarrow}\ {\rm m}_{{\rm échantillon}}=1\ kg

donc\ N={{{\rm m}_{{\rm échantillon}}}\over{{\rm m}_{{\rm entité}}}}={{1}\over{6\times 10^{-27}}}=1,67\times 10^{26}{\rm molécules}\ {\rm d'eau}

La mole

Dans l’exemple ci-dessus, vous voyez qu’un échantillon à notre échelle est composé d’un nombre immense d’entités. Pour ne pas travailler avec un seul atome, les chimistes travaillent sur des « paquets » d’atomes, appelés « mole ».

Une mole représente le nombre d’atomes contenus dans 12 g de carbone 12. Ce nombre est appelé constante d’Avogadro (ou nombre d’Avogadro), noté NA, du nom du chimiste italien Amedeo Avogadro qui en établit la théorie en 1811.

NA = 6,02 x 1023 mol-1

Cela signifie qu’il y a 6,02 x 1023 éléments dans une mole de matière, d’où l’unité en mol-1 (ce qui signifie par mole).

En passant aux moles, les chimistes peuvent donc manipuler des chiffres beaucoup plus clairs pour leurs calculs.

Remarque : on peut savoir de combien de moles d’un corps on dispose en effectuant le calcul suivant :

n={{N}\over{N_{A}}}

Avec n qui représente le nombre de moles et N qui représente le nombre d’éléments.

Avec notre exemple précédent, un litre d’eau représente :

n={{N}\over{N_{A}}}={{1,67\times 10^{26}}\over{6,02\times 10^{23}}}=276,86\ mol\ d'eau

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