Nombre d'Avogadro

Dalton (1803-1808). L'analyse d'Avogadro a été acceptée par beaucoup de chimistes, à des exceptions notables (Boltzmann, Maxwell, Gibbs). Mais l'existence des molécules est restée en discussion ouverte dans la communauté scientifique jusqu'au travail de Jean Perrin (1911) qui a alors confirmé expérimentalement l'explication théorique du mouvement brownien en termes d'atomes proposée par Albert Einstein (1905). Jean Perrin a également recalculé le nombre d'Avogadro par plusieurs méthodes. Types

mol−1 . 3. Estimer la masse d'air dans la salle de TD. Exercice 4 (Distance ) inter-moléculaire dans un gaz parfait 1. Evaluer la densité particulaire n∗ (i.e. le nombre de molécules par unité de volume) d'un gaz parfait dans les conditions standard de température et de pression (T = 25 ◦ C et P = 1 bar). On donne le nombre d'Avogadro NA = 6, 022.1023 mol−1 . 2. En utilisant un modèle simple dans lequel chaque molécule de gaz est au centre d'un cube de côté a, déduire de la question précédente la

varient en fonction de la température. Cependant, en électrochimie, elles dépendent également de la tension d'électrode : Ko(t) = ko exp(+ αo n ƒ E(t )) Kr(t) = kr exp(- αr n ƒ E(t )) Avec : αr + αo = 1 et où F est la constante de Faraday, Na le nombre d'Avogadro, e la charge de l'électron, kB la constante de Boltzmann et T la température (en kelvins). Les coefficients αr et αo sont nommés facteurs de symétrie de transfert électronique, respectivement dans le sens de la réduction et de l'oxydation. De

noyaux de rubidium 87 à t = 0. A l’instant t, le nombre de noyaux de rubidium restants est (avec ) Le nombre de noyaux de rubidium qui ont disparu est donc C’est aussi le nombre de noyaux de strontium formés : Donc b. Soit N0 le nombre de noyaux de potassium 40 présents lors de la solidification de la lave (t = 0) A l’instant t, le nombre de noyaux de potassium 40 restant est : (avec ) De même qu’au (a), on trouve que le nombre total de noyaux formés est : Parmi ceux-ci,

molaire d’une molécule (je vous conseille de calculer deux fois une masse molaire pour être sûr). Les masses molaires doivent être données avec un minimum de 4 chiffres significatifs. 3. Savoir interconvertir les 3 grandeurs suivantes : masse, moles, nombre de molécules ou atomes. 4. Savoir la définition de la composition centésimale. Savoir l’utiliser. Vous devez être capable de passer de formule moléculaire à composition centésimale et de composition centésimale à formule empirique. 5. Savoir

variables d'état que sont la température, la quantité de matière, la pression et le volume. Elle est également utilisée dans de nombreuses autres applications et formules. La constante universelle des gaz parfaits (notée , ou ) est le produit du Nombre d'Avogadro () et de la constante de Boltzmann (). Ce produit vaut 8,3144621 J⋅mol-1⋅K-1 avec une incertitude de 0,0000075 J⋅mol-1⋅K-1[1]. On obtient la constante spécifique (ou individuelle) d'un gaz, notée , en divisant la constante universelle des

quantité de matière. Définition historique : la mole est la quantité de matière d’un échantillon contenant autant d’entités chimiques (atomes, molécules) qu’il y a d’atomes dans 12 g de carbone •Le nombre d’éléments par mole est appelé nombre d’Avogadro (NA) NA = 6,02× 1023 mol-1 (par mole) Le nombre d’atomes N est proportionnel à la quantité de matière n exprimée en mole N = n× NA ou Un échantillon contenant 12,04×1023 molécules de glucose contient la quantité de matière n = 2 mol de glucose II

produits…). Le contenu proposé sera adapté et/ou complété par des mises en situation pratiques afin de répondre aux besoins spécifiques de chaque laboratoire. PROGRAMME PROPOSE De l’atome à la molécule 4 heures Atome - Classification périodique - Nombre d’Avogadro - Masse molaire - Construction d’une molécule - Formule brute et formule développée - Géométrie des molécules - Notions d’isomérie - Espèces chargées - Propriétés physiques des corps purs. Préparation de solutions 7 heures Calculs de concentrations

est une grandeur de comptage d'entités chimiques ou physiques élémentaires. L'unité qui lui correspond est la mole.) La masse ne mesure pas la quantité (La quantité est un terme générique de la métrologie (compte, montant) ; un scalaire, vecteur, nombre d’objets ou d’une autre manière de...) de matière ! Le Système international d'unités établit une distinction fondamentale (En musique, le mot fondamentale peut renvoyer à plusieurs sens.) entre la quantité de matière (La matière est la substance

électrique) lors d’une réaction, il faut utiliser les réactifs en quantités mesurables à notre échelle (échelle macroscopique). La masse d'un atome étant très faible il faut prendre un très grand nombre de molécules pour en avoir une quantité macroscopique. L'unité de quantité de matière définit donc le nombre d'entités (atomes, molécules, ions, électrons ou particules) contenue dans l'unité de quantité de matière de cette entité. L'unité de quantité de matière s'appelle la mole (symbole mol). Une mole