Masse

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MASSE - VOLUME - PRESSION - QUANTITE DE MATIERE

 1- LA MOLE : UNITE DE QUANTITE DE MATIERE

La mole, dont le symbole est mol, est l'unité internationale de la quantité de matière n, équivalente à la quantité de matière d'un système contenant autant d'entités élémentaires qu'il y a d'atomes dans 0,012 kg (ou 12 g) de carbone 12.

1 mole d'atomes contient 6,02 × 10 23 atomes ; 1 mole demolécules contient

La quantité n de matière est proportionnelle au nombre N d’entités présentes dans un échantillon donné :

N = NA x n

avec NA = 6,02 × 10 23 mol-1, constante de proportionnalité entre les deux grandeurs N et n. La constante d’Avogadro NA est, appelée également nombre d'Avogadro.

2- MASSE MOLAIRE ATOMIQUE - MASSE MOLAIRE MOLECULAIRE

La masse molaireatomique d'un isotope est égale la masse d'une mole d'atomes :

M(C) = 12 g.mol-1 [pic]M(H) : 1 g.mol-1 [pic]M(O) = 16 g.mol-1 [pic] M(N) = 14 g.mol-1

On peut préciser l'isotope : M([pic]Cl ) = 35 g.mol-1 et M([pic]Cl ) = 37 g.mol-1

La masse molaire atomique d'un élément est égale la masse d'une mole d'atomes pris dans les proportions isotopiques naturelles.

M(Cl) = 35,5g.mol-1 car le chlore naturel est un mélange des deux isotopes
[pic]Cl (75 %) et [pic]Cl (25 %).
La masse molaire moléculaire est égale à la masse d'une mole de molécules :

[pic]M(H2O) = 1 × 2 + 16 = 18 g.mol-1
[pic]M(CH3NH2) = M(CH5N) = 1 x M(C) + 5 x M(H) + 1 x M(N)
= 12 + 5 + 14 = 31 g.mol -1On peut également calculer la masse molaire d'un composé ionique car la masse des électrons est négligeable par rapport à la masse des nucléons présents dans les noyaux.

[pic]M(Na+) = 23 g.mol-1 [pic]M(SO4 2 -) = 1 x M(S) + 4 x M(O)
= 32,1 + 64 = 96,1 g.mol -1...
Enfin on peut calculer la masse molaire d'un cristal ioniquequi est égale à la masse d'une mole du motif cristallin.

Par exemple la formule du motif du sulfate disodique est (2 Na+ + SO4 2 -)
Sa formule statistique est Na2SO4.
On en déduit M(Na2SO4) = 2 x M(Na) + 1 x M(S) + 4 x M(O)
= 46 + 32,1 + 64 = 142,1 g.mol -1 ……………………

3- CALCUL DES QUANTITES DE MATIERE

3-1 Cas d'un corps pur (solide, liquide ougazeux)

Si M est la masse molaire moléculaire d’un corps pur, alors un échantillon de ce corps de masse m contient une quantité de matière n (en mole) de ce corps pur tel que :

|n = m/M |

Si la masse de l’échantillon ne peut pas être connue par pesée mais si le volume de cet échantillon est connue alors la quantité de matière n peut être calculée grâce à la massevolumique μ (propre à chaque corps pur) car
µ = [pic] ou m = …… d’où n =[pic]

Les tables de données indiquent souvent la densité d d’un corps et non sa masse volumique. La densité est le rapport entre la masse volumique µ du corps considéré et la masse volumique µ0 d’un corps de référence qui est généralement pour un liquide l’eau pure à 4°C  (µ0 = 1,00 g .cm-3)
d =[pic]

3-2 Cas d'un gaz assimilable à un gaz parfait

Un gaz parfait n’existe pas mais il sert de modèle pour étudier les gaz réels. Un gaz réel peut être assimilé à un gaz parfait si sa température et sa pression ne sont pas très élevées.

Si le volume molaire Vm d’un gaz (volume d'une mole de gaz) correspondant aux conditions 7xpérimentales dans lesquelles l’échantillon gazeux est étudié estconnu, alors un récipient de volume Vgaz contient n moles de gaz avec 

|n = Vgaz / Vm |

Les volumes Vgaz et Vm doivent être mesurés dans les mêmes conditions de température et de pression car le volume molaire dépend de la température et de la pression mais pas de la nature du gaz (donc indépendant de la masse molaire du gaz étudié).

Si le gaz est supposé parfait,...
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