Rappels de 4e : mole, stœchiométrie et concentrations : chimie 5e secondaire

Une mole contient 6,02·10²³ entités, le nombre d'Avogadro. La masse molaire se calcule avec les masses atomiques du tableau périodique. Pour un gaz, le volume molaire ne dépend que de la température et de la pression.

Prérequis du 2e degré (UAA3 de 4e, La réaction chimique : approche quantitative), pas une UAA du 3e degré.

Mole, masse molaire et volume molaire

À connaître

• quantité de matière : $n = \frac{m}{M}$, en $\mathrm{mol}$
• nombre d'entités : $N = n \cdot N_A$, avec $N_A = 6{,}02 \cdot 10^{23}\ \mathrm{mol^{-1}}$
• masse molaire : $M(\ce{H2O}) = 2 \cdot 1{,}0 + 16{,}0 = 18{,}0\ \mathrm{g \cdot mol^{-1}}$
• gaz : $V = n \cdot V_m$, avec $V_m = 22{,}4\ \mathrm{L \cdot mol^{-1}}$ à $0\ ^{\circ}\mathrm{C}$ et $1013\ \mathrm{hPa}$, environ $24{,}5\ \mathrm{L \cdot mol^{-1}}$ à $25\ ^{\circ}\mathrm{C}$
• loi des gaz parfaits : $pV = nRT$, avec $R = 8{,}31\ \mathrm{J \cdot mol^{-1} \cdot K^{-1}}$, $p$ en $\mathrm{Pa}$, $V$ en $\mathrm{m^3}$ et $T$ en $\mathrm{K}$

Méthodes

• Passer de la masse à la quantité de matière. On divise la masse, en grammes, par la masse molaire, en grammes par mole.
• Calculer une masse molaire. On additionne les masses atomiques relatives du tableau périodique, chacune multipliée par son indice dans la formule.
• Compter des entités. Le nombre d'Avogadro relie la quantité de matière au nombre de molécules, d'atomes ou d'ions.
• Volume molaire d'un gaz. Le volume d'un gaz se déduit de sa quantité de matière : 22,4 L par mole à 0 °C et 1013 hPa.

Exercices types

• Calcule la quantité de matière contenue dans 9,0 g d'eau.
• Combien de molécules y a-t-il dans 0,25 mol de dioxyde de carbone ?
• Calcule la masse molaire du sulfate de cuivre pentahydraté $\ce{CuSO4.5H2O}$.
• Quel volume occupent 3,2 g de dioxygène à 0 °C et 1013 hPa ?

Équations chimiques pondérées

Une équation chimique respecte la loi de Lavoisier : chaque élément compte autant d'atomes à gauche qu'à droite, et les charges se compensent. On ajuste les coefficients, jamais les indices.

À connaître

• combustion du méthane : $\ce{CH4 + 2O2 -> CO2 + 2H2O}$
• états physiques : $\ce{(s)}$ solide, $\ce{(l)}$ liquide, $\ce{(g)}$ gaz, $\ce{(aq)}$ en solution aqueuse
• équation ionique : $\ce{Ag+(aq) + Cl-(aq) -> AgCl(s)}$, même charge totale des deux côtés

Méthodes

• Pondérer une équation-bilan. On équilibre d'abord les éléments présents dans un seul réactif et un seul produit, puis l'oxygène et l'hydrogène.
• Indiquer les états physiques. Chaque espèce reçoit son état : solide, liquide, gaz ou en solution aqueuse.
• Vérifier la conservation. On compte les atomes de chaque élément, puis la charge totale, de part et d'autre de la flèche.

Exercices types

• Pondère l'équation $\ce{Al + O2 -> Al2O3}$.
• Pondère la combustion complète du propane $\ce{C3H8}$ dans le dioxygène.
• Pondère l'équation $\ce{Fe2O3 + CO -> Fe + CO2}$.

Stœchiométrie et réactif limitant

Les coefficients de l'équation donnent les proportions en moles, pas en grammes. Le réactif limitant est celui qui s'épuise le premier ; il fixe la quantité de produit formé.

À connaître

• pour $\ce{aA + bB -> cC + dD}$ : $\frac{n_A}{a} = \frac{n_B}{b} = \frac{n_C}{c} = \frac{n_D}{d}$
• réactif limitant : le plus petit rapport $\frac{n}{\text{coefficient}}$
• masse d'un produit : $m = n \cdot M$

Méthodes

• Calculer une quantité via les coefficients. On passe en moles, on applique le rapport des coefficients, puis on revient en grammes ou en litres.
• Trouver le réactif limitant. Pour chaque réactif, on divise la quantité disponible par son coefficient ; le plus petit rapport désigne le limitant.
• État initial et état final. On note les quantités au départ, ce qui réagit selon les coefficients, puis ce qui reste à la fin.

Exercices types

• On fait brûler 8,0 g de méthane $\ce{CH4}$. Quelle masse de dioxyde de carbone se forme ?
• On chauffe 2,7 g d'aluminium avec 4,8 g de dioxygène : $\ce{4Al + 3O2 -> 2Al2O3}$. Quel est le réactif limitant et quelle masse d'oxyde se forme ?
• Quel volume de dihydrogène, à 0 °C et 1013 hPa, dégagent 6,5 g de zinc dans un excès d'acide chlorhydrique ? $\ce{Zn + 2HCl -> ZnCl2 + H2}$

Concentrations et dilutions

La concentration molaire est la quantité de soluté par litre de solution, la concentration massique sa masse par litre. Lors d'une dilution, la quantité de soluté ne change pas.

À connaître

• concentration molaire : $c = \frac{n}{V}$, en $\mathrm{mol \cdot L^{-1}}$
• concentration massique : $c_m = \frac{m}{V}$, en $\mathrm{g \cdot L^{-1}}$, et $c_m = c \cdot M$
• dilution : $c_1 V_1 = c_2 V_2$

Méthodes

• Calculer une concentration molaire. On convertit le volume en litres, puis on divise la quantité de soluté par ce volume.
• Préparer une solution. On calcule la quantité voulue, puis la masse à peser, et on complète au trait de jauge d'un ballon jaugé.
• Diluer une solution. La quantité de soluté prélevée se retrouve dans la solution diluée : le produit de la concentration par le volume se conserve.

Exercices types

• On dissout 5,85 g de chlorure de sodium dans de l'eau et on obtient 250 mL de solution. Calcule la concentration molaire.
• Quelle masse d'hydroxyde de sodium faut-il peser pour préparer 500 mL de solution à 0,20 mol/L ?
• On prélève 20,0 mL d'acide chlorhydrique à 1,0 mol/L et on complète à 250 mL avec de l'eau. Quelle est la nouvelle concentration ?

Autres chapitres de 5e

• Les liaisons chimiques
• Caractériser un phénomène chimique
• Les équilibres chimiques
• Notions de base de chimie organique (alcanes, polymères, alcènes)
• La molécule en chimie organique

Les chapitres de 6e secondaire