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Corps purs et mélanges · Solutions aqueuses · Structure de l'atome · Ions et molécules · La mole — avec une activité documentaire sur l'histoire de l'atome, quiz, exercices corrigés et regards de l'expert
Une espèce chimique est une entité (atome, ion ou molécule) ou un ensemble d'entités identiques, définie par sa formule et ses propriétés. Un corps pur ne contient qu'une seule espèce chimique ; un mélange en contient plusieurs. Un mélange est dit homogène s'il ne présente qu'une seule phase visible à l'œil nu (comme l'eau salée), hétérogène s'il en présente plusieurs (comme l'eau et l'huile).
Choisis un échantillon et observe-le à deux échelles : à l'œil nu (à gauche) et à l'échelle des entités qui le constituent (à droite, très fortement agrandie). Chaque disque ou groupe de disques représente une entité chimique.
Dans le langage courant, « pur » veut dire « naturel » ou « sans additif ». En chimie, le mot est bien plus strict : un corps pur ne contient qu'une seule espèce chimique. On distingue le corps pur simple (un seul élément : O₂, Fe, Cu) et le corps pur composé (plusieurs éléments liés : H₂O, CO₂, NaCl). Un « jus 100 % pur jus » est donc… un mélange.
| Système | Classement | Justification |
|---|---|---|
| Eau distillée | corps pur composé | une seule espèce chimique : H₂O |
| Dioxygène | corps pur simple | une seule espèce, un seul élément : O₂ |
| Or 24 carats | corps pur simple (à 99,9 % près) | presque uniquement des atomes d'or |
| Or 18 carats | mélange homogène (alliage) | or, argent et cuivre ; 75 % d'or en masse |
| Eau minérale | mélange homogène | eau et ions dissous (Ca²⁺, Mg²⁺, HCO₃⁻…) |
| Air | mélange homogène | N₂, O₂, Ar, CO₂… dans une seule phase gazeuse |
| Lait | mélange hétérogène | gouttelettes de graisse visibles au microscope |
On identifie une espèce chimique en comparant ses grandeurs physiques caractéristiques (température de fusion, température d'ébullition, masse volumique) à des valeurs de référence, ou à l'aide de tests chimiques.
| Espèce recherchée | Test caractéristique |
|---|---|
| Eau | Le sulfate de cuivre anhydre, blanc, devient bleu au contact de l'eau. |
| Dihydrogène | Une flamme approchée produit une détonation (le test « aboie »). |
| Dioxygène | Une bûchette incandescente se ravive. |
| Dioxyde de carbone | Le gaz trouble l'eau de chaux. |
La masse volumique de l'eau liquide vaut ρeau ≈ 1,00×10³ kg/m³ (soit 1,00 g/mL) — une valeur de référence à connaître, à laquelle on compare celle d'autres corps purs ou mélanges.
Chaque corps pur possède des grandeurs physiques qui lui sont propres, dans des conditions données de pression et de température. La masse volumique ρ s'exprime en g/mL, mais aussi en kg/L, g/cm³ ou kg/m³ : 1 g/mL = 1 kg/L = 1 g/cm³ = 1 000 kg/m³. La densité d compare la masse volumique à celle de l'eau : c'est un nombre sans unité.
\(\displaystyle \rho = \frac{m}{V} \qquad\qquad d = \frac{\rho}{\rho_{eau}}\)| Espèce | T de fusion (°C) | T d'ébullition (°C) | ρ à 20 °C (g/mL) |
|---|---|---|---|
| Eau | 0 | 100 | 1,00 |
| Éthanol | −114 | 78 | 0,79 |
| Acétone | −95 | 56 | 0,78 |
| Cyclohexane | 6,5 | 81 | 0,78 |
| Glycérol | 18 | 290 | 1,26 |
| Mercure | −39 | 357 | 13,5 |
Chaque tube contient une espèce chimique incolore. Choisis un tube, lance un test et observe : le tableau garde la trace de tes résultats.
| 🧪 CuSO₄ | 🔥 Flamme | 🪵 Bûchette | 💧 Chaux | |
|---|---|---|---|---|
| Tube A | – | – | – | – |
| Tube B | – | – | – | – |
| Tube C | – | – | – | – |
La CCM sépare les espèces d'un mélange et permet de les identifier. On dépose de petites gouttes sur la ligne de dépôt d'une plaque recouverte de silice (la phase fixe). Le bas de la plaque trempe dans un éluant (la phase mobile) qui monte par capillarité en entraînant les espèces : chacune migre plus ou moins loin selon son affinité pour la silice et pour l'éluant. On révèle ensuite les taches (lampe UV, révélateur).
A et B : espèces de référence ; M : mélange à analyser. Ici D = 7,5 cm et, pour la tache de B, d = 5,6 cm.
Le rapport frontal est caractéristique d'une espèce (pour un éluant et une plaque donnés) :
\(\displaystyle R_f = \frac{d}{D}\)avec d la distance parcourue par la tache et D celle parcourue par l'éluant (0 ≤ Rf ≤ 1, sans unité). Pour B : Rf = 5,6 / 7,5 ≈ 0,75.
Ici, M contient A (même Rf = 0,50), B (Rf = 0,75) et une troisième espèce non identifiée (Rf = 0,25) : c'est un mélange d'au moins trois espèces.
Un sirop de menthe doit sa couleur à un mélange de colorants alimentaires : choisis les bonnes références, réalise la CCM (ou simule-la) et identifie les colorants en comparant les Rf. Protocole guidé, questions et auto-évaluation.
Identifier, c'est bien ; séparer, c'est souvent nécessaire. Chaque technique exploite une propriété différente des constituants.
| Technique | Principe | Propriété exploitée | Exemple |
|---|---|---|---|
| Décantation | on laisse reposer, les phases se superposent | masse volumique | huile et eau (ampoule à décanter) |
| Filtration | le solide reste sur le filtre | taille des particules | sable et eau |
| Évaporation | on élimine le solvant | température d'ébullition | sel des marais salants |
| Distillation | vaporisation puis condensation | températures d'ébullition différentes | eau distillée, alcool |
| Centrifugation | la rotation accélère la sédimentation | masse volumique | plasma et globules du sang |
| Chromatographie | migration dans un éluant | affinité pour la phase fixe | colorants d'un bonbon |
En 1789, dans son Traité élémentaire de chimie, Lavoisier dresse une liste de 33 « substances simples ». Elle contient des erreurs : la lumière et le calorique n'en sont pas, et la chaux ou la magnésie sont en réalité des composés. La science procède ainsi : elle propose un modèle, le teste, puis le corrige.
Croiser au moins deux grandeurs, puis écrire la conclusion avec ses limites : « très probablement de l'éthanol ».
Cherche d'abord seul, puis clique pour vérifier ta réponse.
Un liquide incolore a une masse volumique de 1,00×10³ kg/m³ et se solidifie à exactement 0 °C. De quelle espèce s'agit-il probablement ? Est-ce un corps pur ou un mélange ? Justifier.
On recueille un gaz incolore lors d'une réaction. On souhaite vérifier s'il s'agit de dioxyde de carbone. Quel test réaliser, et quelle observation confirmerait cette hypothèse ?
Classer chacun des systèmes suivants : corps pur, mélange homogène ou mélange hétérogène.
a) eau distillée ; b) eau salée ; c) vinaigrette (huile et vinaigre) ; d) air ; e) granite ; f) fer pur.
Un liquide incolore occupe un volume V = 50,0 mL et a pour masse m = 39,5 g.
| Liquide | eau | éthanol | glycérol | huile d’olive |
|---|---|---|---|---|
| ρ (g/mL) | 1,00 | 0,79 | 1,26 | 0,91 |
1) Calculer sa masse volumique. 2) Identifier le liquide.
Un cube métallique d’arête a = 2,00 cm a pour masse m = 21,6 g. Masses volumiques (g/cm³) : aluminium 2,70 ; fer 7,87 ; cuivre 8,96 ; plomb 11,3.
1) Calculer le volume du cube. 2) En déduire sa masse volumique. 3) Identifier le métal.
On fait réagir de la poudre de zinc avec de l’acide chlorhydrique et on recueille le gaz formé dans un tube à essais.
1) On approche une flamme de l’ouverture du tube : on entend une petite détonation. Quel est ce gaz ?
2) Un autre gaz, barboté dans de l’eau de chaux, la trouble. De quel gaz s’agit-il ?
3) Quel test permet de reconnaître le dioxygène ?
On refroidit deux échantillons d’eau liquide, X et Y, en relevant leur température. X se solidifie à la température constante de 0 °C. Pour Y, la solidification commence à −4 °C et la température continue de baisser pendant qu’elle a lieu.
Lequel est un corps pur ? Que peut-on dire de Y ?
Températures d’ébullition sous 1 bar : eau 100 °C ; éthanol 78 °C ; acétone 56 °C ; cyclohexane 81 °C.
1) Un liquide bout à la température constante de 56 °C. Quel est-il ?
2) Un autre liquide commence à bouillir à 82 °C mais sa température monte jusqu’à 96 °C pendant l’ébullition. Est-il pur ?
Lors d’une chromatographie sur couche mince, le front du solvant a migré de 9,0 cm. Le colorant A de référence a migré de 3,6 cm, le colorant B de 5,4 cm. L’échantillon inconnu E présente deux taches, à 3,6 cm et à 7,2 cm.
1) Calculer le rapport frontal Rf = d / D de A et de B. 2) Que contient E ? Est-ce un corps pur ?
On verse quelques gouttes d’un liquide incolore sur du sulfate de cuivre anhydre : la poudre blanche devient bleue. Peut-on affirmer que ce liquide est de l’eau pure ? Justifier, puis proposer une mesure pour trancher.
L’étiquette d’une eau minérale indique : calcium 78 mg/L ; magnésium 24 mg/L ; sodium 5,0 mg/L ; hydrogénocarbonates 357 mg/L.
1) Cette eau est-elle un corps pur ? 2) Comment obtenir de l’eau presque pure à partir de celle-ci ? 3) Quelle masse de calcium contient une bouteille de 1,5 L ?
Un flacon non étiqueté contient un liquide incolore de masse volumique 1,03 g/mL qui se solidifie à −2 °C. Pour l’eau pure : 1,00 g/mL et 0 °C.
1) Ce liquide est-il de l’eau pure ? 2) Que peut-il contenir ?
La composition d'un mélange peut s'exprimer en pourcentage massique (rapport de la masse d'un constituant à la masse totale) ou en pourcentage volumique (rapport de son volume au volume total) :
\(\displaystyle \%_{massique} = \frac{m_{constituant}}{m_{totale}}\times100 \qquad\qquad \%_{volumique} = \frac{V_{constituant}}{V_{totale}}\times100\)Un alliage de masse totale 250 g contient 60 g de cuivre. Calculer le pourcentage massique de cuivre.
\(\%_{Cu} = \dfrac{60}{250}\times100 = 24\ \%\)La masse se conserve toujours : mtotale = m₁ + m₂ + … Les volumes, eux, ne s'additionnent pas toujours : 50 mL d'eau et 50 mL d'éthanol ne donnent qu'environ 96 mL de mélange, car les molécules s'organisent de façon plus compacte. Deux gaz qui se mélangent à même pression et même température, en revanche, voient leurs volumes s'additionner (à peu près).
On prépare un mélange « moitié-moitié en volume » : 50,0 mL d'eau (50,0 g) et 50,0 mL d'éthanol (ρ = 0,79 g/mL, donc 39,5 g). Le pourcentage massique d'éthanol vaut \(\dfrac{39{,}5}{50{,}0+39{,}5}\times100\approx44\ \%\), et non 50 %. Pourcentage massique et pourcentage volumique ne sont pas interchangeables.
| Constituant | Formule | Proportion en volume (air sec) |
|---|---|---|
| Diazote | N₂ | 78,08 % |
| Dioxygène | O₂ | 20,95 % |
| Argon | Ar | 0,93 % |
| Dioxyde de carbone | CO₂ | ≈ 0,04 % |
| Autres (néon, hélium, méthane…) | — | traces |
Dans le cours, on arrondit à 78 % et 21 %. La vapeur d'eau, qui varie de 0 à 4 % selon le lieu et le temps, n'est pas comptée dans l'air « sec ». Pour les très faibles teneurs, on utilise les ppm (parties par million) : 1 ppm = 10⁻⁶, donc 1 % = 10 000 ppm et 0,04 % ≈ 420 ppm de CO₂.
| Alliage | Composition typique (en masse) | Usage |
|---|---|---|
| Laiton | ≈ 2/3 de cuivre, 1/3 de zinc | robinetterie, instruments de musique |
| Bronze | ≈ 88 % de cuivre, 12 % d'étain | cloches, statues |
| Acier | fer et moins de 2 % de carbone | construction, outils |
| Argent 925 | 92,5 % d'argent | bijoux, couverts |
| Or 18 carats | 75 % d'or | bijoux |
Dans les années 1770, Lavoisier montre que l'air n'est pas un corps simple mais un mélange, dont environ un cinquième est « respirable » (le dioxygène) et le reste impropre à la respiration (surtout le diazote). Il a mis fin à l'idée, vieille de plus de deux mille ans, que l'air était un élément.
Vérifier, en cinq secondes, que la somme des pourcentages vaut 100 % : c'est la meilleure auto-correction du chapitre.
Une solution de masse 500 g contient 15 g de sel dissous. Calculer le pourcentage massique de sel.
Un fromage de 400 g contient 45 % de matière grasse en masse. Calculer la masse de matière grasse qu'il contient.
Le laiton est un alliage de cuivre et de zinc. Un objet en laiton de masse 350 g contient 231 g de cuivre.
1) Calculer le pourcentage massique de cuivre. 2) En déduire la masse et le pourcentage massique de zinc.
Une salle de classe a un volume de 45 m³. L’air contient, en volume, 21 % de dioxygène et 78 % de diazote. Calculer les volumes de dioxygène et de diazote contenus dans la salle.
L’or 18 carats est un alliage contenant 75 % d’or en masse. 1) Quelle masse d’or contient une bague de 8,0 g ? 2) Quelle masse d’alliage faut-il pour contenir 9,0 g d’or ?
L’étiquette d’une bouteille de vin de 75 cL indique « 12,5 % vol. » (pourcentage volumique d’éthanol). Masse volumique de l’éthanol : 0,79 g/mL.
1) Calculer le volume d’éthanol pur. 2) En déduire sa masse.
Un bonbon contient 12 g de sucre, ce qui représente 60 % de sa masse. Calculer la masse totale du bonbon.
Un mortier est préparé avec 240 g de sable, 60 g de ciment et 40 g d’eau. Calculer le pourcentage massique de chaque constituant et vérifier que leur somme fait 100 %.
Une pièce mesure 8,0 m × 6,0 m × 3,0 m. La masse volumique de l’air est d’environ 1,2 kg/m³.
1) Calculer le volume de la pièce. 2) En déduire la masse d’air qu’elle contient. 3) Quel volume de dioxygène (21 % en volume) cela représente-t-il ?
On mélange 150 mL d’eau et 50 mL d’éthanol (on suppose les volumes additifs).
1) Calculer le pourcentage volumique d’éthanol. 2) Quel volume d’éthanol faut-il pour préparer 500 mL d’un mélange à 40 % en volume ?
Pour 100 g de pâte à tartiner, l’étiquette indique : sucres 56 g ; matières grasses 31 g ; protéines 6 g ; le reste est constitué d’autres composants.
1) Quel est le pourcentage massique des « autres » composants ? 2) Quelle masse de sucre contient un pot de 350 g ?
À chaque respiration, on inspire environ 500 mL d’air (21 % de dioxygène en volume) et on expire environ 500 mL d’un air contenant 16 % de dioxygène et 4 % de dioxyde de carbone en volume. Calculer :
1) le volume de dioxygène inspiré ; 2) le volume de dioxygène expiré ; 3) le volume de dioxygène consommé ; 4) le volume de dioxyde de carbone rejeté.
Une solution aqueuse est un mélange homogène obtenu en dissolvant une espèce chimique, le soluté, dans l'eau, le solvant. La concentration en masse cm du soluté est la masse de soluté dissoute par litre de solution :
\(\displaystyle c_m = \frac{m_{soluté}}{V_{solution}}\)avec msoluté en grammes, Vsolution en litres, cm en g/L.
Pour une masse donnée de solvant, il existe une masse maximale de soluté que l'on peut dissoudre : la concentration maximale (ou solubilité). Au-delà, le soluté en excès ne se dissout plus et forme un dépôt.
Quand on dissout du sel de cuisine dans l'eau, le cristal disparaît à l'œil nu : la solution paraît limpide et homogène. À l'échelle microscopique, les molécules d'eau attirent les ions du cristal, les arrachent un à un et les entourent : les ions Na⁺ et Cl⁻ se dispersent parmi les molécules d'eau. Le sel n'a pas disparu, il est dispersé — et sa masse se retrouve dans la solution.
Lance la dissolution et observe comment les molécules d'eau s'orientent autour des ions : l'oxygène de l'eau vers les ions positifs, les hydrogènes vers les ions négatifs.
Pour un solide moléculaire comme le sucre, ce sont les molécules entières qui se dispersent, sans être détruites. On peut le vérifier : une solution de sel conduit le courant électrique (des ions mobiles transportent la charge), pas une solution de sucre.
La quantité de soluté que peut dissoudre un volume donné de solvant est limitée. Quand la limite est atteinte, la solution est saturée : tout soluté ajouté ensuite reste solide au fond du récipient. La solubilité dépend de l'espèce, du solvant et de la température (le sucre se dissout bien mieux dans un thé chaud que dans un thé glacé).
| Espèce | Solubilité dans l'eau à 20 °C (ordre de grandeur) | Lecture |
|---|---|---|
| Chlorure de sodium (sel) | ≈ 3,6×10² g par litre d'eau | très soluble |
| Saccharose (sucre) | ≈ 2×10³ g par litre d'eau | extrêmement soluble |
| Carbonate de calcium (calcaire) | ≈ 1×10⁻² g par litre d'eau | quasi insoluble |
Pour obtenir une solution de concentration en masse connue, on dissout une masse précise de soluté dans une fiole jaugée. Exemple ci-dessous : préparer V = 100,0 mL de solution de sulfate de cuivre de concentration cₘ = 20 g/L.
m = cₘ × V. Pour 100,0 mL à 20 g/L : m = 2,0 g.
Poser la coupelle sur la balance, tarer, puis ajouter le soluté à la spatule jusqu’à lire m.
À l’aide d’un entonnoir. Rincer la coupelle et l’entonnoir à l’eau distillée.
Remplir aux deux tiers avec de l’eau distillée, boucher et agiter jusqu’à dissolution complète.
Compléter goutte à goutte : le bas du ménisque doit affleurer le trait de jauge.
Reboucher et retourner la fiole plusieurs fois : la concentration est la même partout.
Matériel : balance, coupelle, spatule, entonnoir, fiole jaugée, pissette d'eau distillée, compte-gouttes. Protections : blouse et lunettes.
| Matériel | Usage | Précision (ordre de grandeur, pour 100 mL) |
|---|---|---|
| Bécher | stocker, agiter, chauffer | graduations indicatives (± 10 %) : on ne mesure jamais avec |
| Éprouvette graduée | mesurer un volume approximatif | ± 1 mL (≈ 1 %) |
| Fiole jaugée | préparer une solution de volume exact | ± 0,1 mL (≈ 0,1 %) : un seul volume, au trait de jauge |
| Pipette jaugée | prélever un volume précis | ± 0,02 mL pour 10 mL (≈ 0,2 %) |
| Balance | mesurer une masse | ± 0,01 g selon le modèle |
Plus un instrument est précis, moins il est polyvalent : la fiole jaugée ne mesure qu'un seul volume, mais elle le mesure bien.
Pour déterminer la concentration inconnue d'une solution colorée, on prépare une gamme de solutions étalons de concentrations connues, on mesure pour chacune une grandeur physique liée à la concentration (teinte, absorbance, masse volumique...), puis on trace une courbe d'étalonnage. La concentration inconnue s'obtient par lecture graphique, en reportant la grandeur mesurée sur cette courbe.
Le principe est toujours le même : mesurer une grandeur physique sur des solutions de concentration connue, tracer la courbe d'étalonnage, puis lire la concentration d'un échantillon grâce à elle. Choisis la grandeur mesurée, règle le curseur, puis relève le défi.
Une solution colorée absorbe une partie de la lumière qui la traverse. Un spectrophotomètre mesure son absorbance A (grandeur sans unité) à une longueur d'onde choisie. Pour une solution suffisamment diluée, A est proportionnelle à la concentration : c'est la loi de Beer-Lambert.
\(A = k \times c_m\)Bonnes pratiques : se placer à la longueur d'onde où la solution absorbe le plus (une solution bleue absorbe surtout l'orange-rouge) ; régler le « blanc » avec le solvant seul ; rester dans le domaine où la droite d'étalonnage est vérifiée, car au-delà A cesse d'être proportionnelle à cm.
Une concentration est une grandeur quotient (m/V) : connaissant deux des trois grandeurs (cm, m, V), on retrouve la troisième en isolant l'inconnue :
On dissout m = 12 g de sel dans V = 400 mL d'eau. Calculer la concentration en masse de la solution obtenue.
\(c_m = m/V = 12/0{,}400 = 30\ \text{g/L}\)Un résultat ne peut pas être plus précis que les données qui l'ont produit. Pour une multiplication ou une division, on garde autant de chiffres significatifs que la donnée la moins précise, et l'on n'arrondit qu'à la fin (en gardant un chiffre de plus dans les calculs intermédiaires).
| Écriture | Chiffres significatifs | Remarque |
|---|---|---|
| 0,020 | 2 | les zéros de gauche ne comptent pas, le zéro final compte |
| 2,0×10⁻² | 2 | la notation scientifique évite toute ambiguïté |
| 0,250 | 3 | le zéro final est significatif |
| 1 500 | 2 à 4 (ambigu) | préférer 1,5×10³ ou 1,50×10³ |
| 1,50×10³ | 3 |
Exemple : cm = 5,0 / 0,250 = 20 g/L, car 5,0 g n'a que 2 chiffres significatifs. Écrire « 20,000 g/L » serait faire croire à une précision qui n'existe pas.
Énoncé. On dissout 4,0 g de sel dans de l'eau pour obtenir 200 mL de solution. Calculer la concentration en masse cm du sel.
Vers 1887, le Suédois Svante Arrhenius propose que les sels dissous dans l'eau se séparent en particules chargées : les ions. Son idée est d'abord accueillie avec scepticisme ; elle lui vaudra pourtant le prix Nobel de chimie en 1903.
Convertir toutes les données en g et en L avant de calculer ; encadrer le résultat avec son unité.
On souhaite préparer V = 250 mL d'une solution de concentration cm = 40 g/L. Quelle masse de soluté faut-il peser ?
Une courbe d'étalonnage relie l'absorbance A à la concentration cm par la relation A = 0,020 × cm (avec cm en mg/L). Une solution inconnue a une absorbance A = 0,56. Calculer sa concentration.
On dissout 5,0 g de sucre dans de l’eau pour obtenir 250 mL de solution. Calculer la concentration en masse cm du sucre.
Le sérum physiologique est une solution de chlorure de sodium de concentration cm = 9,0 g/L. Quelle masse de sel faut-il pour préparer 500 mL de sérum ? Et 2,0 L ?
On dispose de 3,0 g de sel et on souhaite préparer une solution de concentration cm = 15 g/L. Quel volume de solution obtient-on (en mL) ?
La limite de qualité des nitrates dans l’eau potable est de 50 mg/L.
1) Exprimer cette concentration en g/L. 2) Quelle masse maximale de nitrates (en mg) une bouteille de 1,5 L peut-elle contenir ?
La solubilité du chlorure de sodium dans l’eau à 20 °C est d’environ 360 g/L. On introduit 45 g de sel dans 100 mL d’eau (on suppose que le volume de la solution reste égal à 100 mL).
1) Le sel se dissout-il en totalité ? 2) Quelle masse maximale peut-on dissoudre ? 3) Quelle masse reste au fond du récipient ?
Une canette de 33 cL contient 35 g de sucre dissous.
1) Calculer la concentration en masse de sucre. 2) Quelle masse de sucre contient une bouteille de 1,5 L de la même boisson ?
On mesure l’absorbance A de solutions étalons d’un colorant :
| cm (mg/L) | 2,0 | 4,0 | 6,0 | 8,0 |
|---|---|---|---|---|
| A | 0,10 | 0,20 | 0,30 | 0,40 |
1) Montrer que A est proportionnelle à cm. 2) Une solution inconnue a pour absorbance A = 0,26 : déterminer sa concentration. 3) Peut-on utiliser cette droite pour une solution d’absorbance A = 0,60 ?
Voici, dans le désordre, les étapes de la préparation de 100,0 mL de solution par dissolution :
A. compléter avec de l’eau distillée jusqu’au trait de jauge ; B. peser la masse de soluté ; C. reboucher et retourner la fiole pour homogénéiser ; D. calculer la masse à peser ; E. introduire le soluté dans la fiole jaugée à l’aide d’un entonnoir ; F. remplir aux deux tiers d’eau distillée, boucher et agiter pour dissoudre.
Les ranger dans l’ordre.
Pour préparer 100,0 mL d’une solution de sulfate de cuivre à 20 g/L, un élève dissout 2,0 g de soluté dans 100 mL d’eau mesurés à l’éprouvette, directement dans un bécher.
1) Quelle erreur commet-il ? 2) Quelle verrerie doit-il utiliser ?
Une solution de chlorure de sodium a pour concentration en masse cm = 30 g/L et pour masse volumique ρ = 1,02 g/mL. On prélève 250 mL de cette solution.
1) Quelle est la masse de solution prélevée ? 2) Quelle masse de sel contient-elle ? 3) Pourquoi ces deux masses sont-elles différentes ?
Q1. Un corps pur, contrairement à un mélange, fond :
Q2. La concentration en masse d'un soluté se calcule en divisant :
Q3. Une courbe d'étalonnage sert à :
Avant d'étudier formellement le noyau et le cortège électronique, cette activité te propose de retrouver, à partir de quatre documents, comment les scientifiques ont progressivement construit le modèle de l'atome que nous utilisons aujourd'hui.
À la fin du XIXe siècle, le physicien britannique Joseph John Thomson étudie le comportement de rayons émis dans des tubes à vide soumis à une tension électrique. Il montre que ces rayons sont en réalité constitués de particules bien plus légères que le plus léger des atomes connus, et portant une charge électrique négative. Il vient de découvrir l'électron. Cette découverte bouleverse l'idée, admise jusque-là, que l'atome serait une sphère pleine et indivisible : il contient en réalité des particules plus petites que lui.
Ernest Rutherford et son équipe bombardent une fine feuille d'or avec des particules chargées positivement. D'après le modèle de l'atome alors admis (une sphère de matière chargée positivement, dans laquelle seraient dispersés les électrons), ces particules devraient toutes traverser la feuille en étant à peine déviées. Or, si la grande majorité des particules traverse effectivement la feuille sans déviation notable, une infime proportion d'entre elles rebondit carrément en arrière, comme si elles avaient heurté un obstacle massif et concentré. Rutherford en conclut que la charge positive et l'essentiel de la masse de l'atome sont concentrées dans une région extrêmement petite en son centre : le noyau. Le reste de l'atome — l'espace occupé par les électrons — est très majoritairement vide.
Des particules α (chargées positivement) sont envoyées sur une très fine feuille d'or. Compare ce que prévoit chaque modèle de l'atome avec ce que Rutherford a réellement observé.
Schéma non à l'échelle : le noyau est dessiné beaucoup trop gros et les rebonds sont bien plus fréquents qu'en réalité (de l'ordre de 1 particule sur 8 000 dans l'expérience réelle).
| Particule | Masse (kg) | Charge électrique (C) |
|---|---|---|
| Proton | 1,673×10⁻²⁷ | +1,6×10⁻¹⁹ |
| Neutron | 1,675×10⁻²⁷ | 0 |
| Électron | 9,11×10⁻³¹ | −1,6×10⁻¹⁹ |
Le diamètre d'un atome est de l'ordre de 10⁻¹⁰ m, tandis que celui de son noyau est de l'ordre de 10⁻¹⁵ m — cent mille fois plus petit.
Si le noyau avait la taille d'une bille de 1 cm, l'atome tout entier mesurerait environ 1 km de diamètre.
Quelle particule Thomson a-t-il découverte ? Pourquoi cette découverte remet-elle en cause l'idée d'un atome « plein et indivisible » ?
Quelle observation de l'expérience de Rutherford est surprenante par rapport au modèle de l'atome alors admis ? Qu'en déduit-il sur la structure de l'atome ?
À l'aide du document 3, calculer combien de fois un proton est plus massif qu'un électron.
Comparer la taille du noyau à celle de l'atome. Que peut-on en conclure sur la structure de la matière ?
En une phrase, résume le modèle de l'atome qui se dégage de ces quatre documents.
Comme l'a montré l'activité documentaire, le noyau concentre l'essentiel de la masse de l'atome et toute sa charge positive. Il est constitué de deux types de nucléons : les protons (chargés positivement) et les neutrons (électriquement neutres).
avec X le symbole chimique de l'élément, Z le numéro atomique (nombre de protons), A le nombre de masse (nombre total de nucléons, protons + neutrons). Le nombre de neutrons se déduit par différence : N = A − Z.
Un élément chimique regroupe toutes les entités (atomes ou ions) ayant le même numéro atomique Z — c'est Z, et lui seul, qui définit l'identité chimique d'un atome. L'atome, globalement neutre, possède exactement Z électrons autour de son noyau, pour Z protons.
Règle le nombre de protons et de neutrons pour construire un noyau, et observe comment son identité change.
Le noyau de l'atome de sodium s'écrit 2311Na. Donner sa composition, et le nombre d'électrons de l'atome de sodium neutre.
Z = 11 protons ; N = A − Z = 23 − 11 = 12 neutrons ; l'atome neutre possède 11 électrons (autant que de protons).
| Particule | Masse (kg) | Charge (C) | Où ? |
|---|---|---|---|
| Proton | 1,673×10⁻²⁷ | +1,602×10⁻¹⁹ (+e) | noyau |
| Neutron | 1,675×10⁻²⁷ | 0 | noyau |
| Électron | 9,109×10⁻³¹ | −1,602×10⁻¹⁹ (−e) | cortège |
Protons et neutrons ont pratiquement la même masse (on parle de nucléons, ≈ 1,67×10⁻²⁷ kg) ; un proton est environ 1 800 fois plus massif qu'un électron. Conséquence : plus de 99,9 % de la masse de l'atome est concentrée dans le noyau. En revanche, le noyau est minuscule : son rayon est de l'ordre de 10⁻¹⁵ m, celui de l'atome de 10⁻¹⁰ m, soit un rapport de 100 000.
Un nucléide est un noyau caractérisé par son couple (Z, A). Des noyaux de même Z mais de A différents sont des isotopes : ils appartiennent au même élément et ont des propriétés chimiques quasi identiques (même cortège électronique), mais des masses différentes.
| Élément | Isotopes | Abondance naturelle |
|---|---|---|
| Hydrogène | ¹H (protium) · ²H (deutérium) · ³H (tritium) | 99,985 % · 0,015 % · traces (radioactif) |
| Carbone | ¹²C · ¹³C · ¹⁴C | 98,9 % · 1,1 % · traces (datation) |
| Chlore | ³⁵Cl · ³⁷Cl | 75,8 % · 24,2 % |
Le tableau périodique donne une masse moyenne, pondérée par ces abondances. Pour le chlore : 0,758 × 35 + 0,242 × 37 ≈ 35,5 — c'est bien la valeur lue dans le tableau.
Les protons portent des charges positives et se repoussent. Si le noyau tient, c'est qu'une autre interaction, l'interaction forte, attire les nucléons entre eux. Elle est très intense mais de très courte portée : c'est elle qui assure la cohésion du noyau, et les neutrons y contribuent sans ajouter de répulsion électrique.
Le neutron, électriquement neutre, a été le plus difficile à détecter : il faudra attendre 1932 pour que Chadwick le mette en évidence.
Écrire d'abord la relation A = Z + N, puis placer les nombres : ça évite l'erreur d'un tiers des copies.
Un noyau contient 6 protons et 6 neutrons. Écrire son symbole conventionnel (élément : carbone, C).
Le noyau 3517Cl (chlore) — donner son nombre de protons, de neutrons, et le nombre d'électrons de l'atome neutre correspondant.
Le noyau de l’argon s’écrit \({}^{40}_{18}\text{Ar}\). Donner son nombre de protons, de neutrons et le nombre d’électrons de l’atome neutre correspondant.
Un noyau contient 8 protons et 8 neutrons (élément oxygène, O). Écrire son symbole conventionnel.
Le noyau de l’atome de fluor s’écrit \({}^{19}_{9}\text{F}\). Combien contient-il de neutrons ? Combien l’atome neutre possède-t-il d’électrons ?
Le carbone existe sous plusieurs formes : \({}^{12}_{6}\text{C}\), \({}^{13}_{6}\text{C}\) et \({}^{14}_{6}\text{C}\).
1) Donner la composition de chaque noyau. 2) Pourquoi appartiennent-ils au même élément ? 3) Comment appelle-t-on de tels noyaux ?
Un noyau a pour nombre de masse A = 27 et contient 14 neutrons. Numéros atomiques : Mg 12 ; Al 13 ; Si 14 ; P 15.
1) Déterminer Z. 2) Identifier l’élément. 3) Écrire le symbole du noyau.
Charge élémentaire : e = 1,6×10⁻¹⁹ C. Pour l’atome de sodium \({}^{23}_{11}\text{Na}\), calculer la charge du noyau, celle du cortège électronique et celle de l’atome.
Masse d’un nucléon : 1,67×10⁻²⁷ kg ; masse d’un électron : 9,11×10⁻³¹ kg.
1) Estimer la masse de l’atome \({}^{12}_{6}\text{C}\). 2) Calculer la masse de ses électrons. 3) Comparer et conclure.
Le rayon d’un atome est de l’ordre de 10⁻¹⁰ m et celui de son noyau de l’ordre de 10⁻¹⁵ m.
1) Calculer le rapport des rayons. 2) Si le noyau était une bille de 1 cm de diamètre, quel serait le diamètre de l’atome ? 3) Que peut-on dire de la structure de l’atome ?
Dire si chaque affirmation est vraie ou fausse, et corriger si nécessaire.
a) Les noyaux \({}^{12}_{6}\text{C}\) et \({}^{14}_{6}\text{C}\) appartiennent au même élément. b) Le noyau \({}^{14}_{6}\text{C}\) contient 14 protons. c) Un atome neutre possède autant d’électrons que de neutrons. d) Le nombre de masse A est toujours supérieur ou égal à Z. e) La masse d’un électron est voisine de celle d’un proton.
Le noyau d’un atome porte une charge q = +4,8×10⁻¹⁹ C et contient 4 neutrons (e = 1,6×10⁻¹⁹ C).
1) Déterminer Z. 2) Déterminer A. 3) Sachant que Z = 3 correspond au lithium, écrire le symbole du noyau. Combien d’électrons a l’atome neutre ?
Les électrons d'un atome se répartissent en sous-couches, notées 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, chacune pouvant accueillir un nombre maximal d'électrons : 2 pour une sous-couche s, 6 pour une sous-couche p. À l'état fondamental, les sous-couches se remplissent dans l'ordre : 1s, puis 2s, puis 2p, puis 3s, puis 3p.
17 électrons à répartir : 1s² (2) → 2s² (2) → 2p⁶ (6) → 3s² (2) → 3p⁵ (5). Total : 2+2+6+2+5 = 17 ✓
1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵La configuration électronique d'un atome renseigne directement sur sa position dans le tableau périodique : le numéro de la ligne correspond au numéro de la couche la plus externe occupée, et la colonne se déduit du nombre d'électrons de cette couche externe.
Les électrons de valence sont ceux de la couche la plus externe (la dernière occupée) : ce sont eux qui déterminent les propriétés chimiques de l'atome. Deux éléments d'une même colonne du tableau périodique ont le même nombre d'électrons de valence : ils appartiennent à la même famille chimique et partagent des propriétés chimiques communes.
Règle Z pour ajouter des électrons : ils remplissent les couches K, L puis M. Les électrons de la couche externe (électrons de valence) sont en violet. Les trajectoires circulaires ne sont qu'un schéma : seule la répartition des électrons par couche est à retenir.
Clique sur un élément pour voir sa configuration électronique, ses électrons de valence, sa famille — et l'ion qu'il forme éventuellement.
Les électrons occupent des couches (K, L, M…, numérotées n = 1, 2, 3…), elles-mêmes divisées en sous-couches (s, p, d…). Une sous-couche s accueille au plus 2 électrons, une sous-couche p au plus 6, une sous-couche d au plus 10. La couche n peut donc contenir au plus 2n² électrons.
| Couche | Sous-couches | Capacité maximale |
|---|---|---|
| K (n = 1) | 1s | 2 |
| L (n = 2) | 2s, 2p | 2 + 6 = 8 |
| M (n = 3) | 3s, 3p, 3d | 2 + 6 + 10 = 18 |
On remplit les sous-couches de la plus basse énergie vers la plus haute : 1s, 2s, 2p, 3s, 3p… Pour Z ≤ 18, la sous-couche 3d n'intervient pas : la couche M ne dépasse jamais 8 électrons. Ce n'est qu'à partir de Z = 21 que 3d se remplit, après 4s.
Les électrons des couches internes, complètes, sont les électrons de cœur : ils ne participent pas aux réactions. Ceux de la couche externe sont les électrons de valence. Le sodium a 10 électrons de cœur (1s² 2s² 2p⁶) et 1 électron de valence (3s¹) ; le chlore a 10 électrons de cœur et 7 électrons de valence (3s² 3p⁵).
| Famille | Colonne | Électrons de valence | Exemples et usages |
|---|---|---|---|
| Alcalins | 1 | 1 | Li (batteries), Na (lampes jaunes, sel), K : réagissent vivement avec l'eau |
| Alcalino-terreux | 2 | 2 | Mg (alliages légers), Ca (os, calcaire) |
| Halogènes | 17 | 7 | F (dentifrice), Cl (désinfection), I (antiseptique) |
| Gaz nobles | 18 | 8 (2 pour He) | He (ballons), Ne (enseignes), Ar (soudure) : très peu réactifs |
En 1869, Mendeleïev classe les 63 éléments alors connus et laisse volontairement des cases vides, en prédisant les propriétés des éléments manquants. En 1875, Lecoq de Boisbaudran découvre le gallium, l'« éka-aluminium » attendu. Il mesure d'abord une masse volumique de 4,7 g/cm³ ; Mendeleïev, qui en prévoyait 5,9, lui écrit que son échantillon doit être impur. Après purification : 5,9. Un bon modèle sait prédire — et corriger la mesure.
Toujours vérifier : somme des exposants = Z (pour l'atome neutre).
Établir la configuration électronique de l'atome de magnésium (Z = 12), et donner son nombre d'électrons de valence.
Un atome a pour configuration électronique 1s² 2s² 2p⁴. Quel est son numéro atomique Z ?
Établir la configuration électronique de l’atome d’azote (Z = 7) et donner son nombre d’électrons de valence.
Établir la configuration électronique de l’atome de soufre (Z = 16) et donner son nombre d’électrons de valence.
Un atome a pour configuration électronique 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹. Déterminer son numéro atomique Z et son nombre d’électrons de valence.
Un atome a pour configuration électronique 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p². Donner Z, identifier l’élément (Z = 13 : Al ; 14 : Si ; 15 : P) et son nombre d’électrons de valence.
Écrire la configuration électronique de Li (Z = 3), Na (Z = 11), F (Z = 9) et Cl (Z = 17). Les regrouper par famille et expliquer pourquoi les atomes d’une même famille ont des propriétés chimiques voisines.
Parmi C (Z = 6), Ne (Z = 10), O (Z = 8), Ar (Z = 18) et Mg (Z = 12), lesquels sont des gaz nobles ? Justifier en donnant la couche externe de chaque atome.
Chaque configuration est fausse. Expliquer l’erreur et la corriger.
a) Z = 6 : 1s² 2s³ 2p¹ b) Z = 12 : 1s² 2s² 2p⁶ 3p² c) Z = 10 : 1s² 2s² 2p⁷
Rappel : la ligne (période) est le numéro de la couche externe ; pour les colonnes 1 et 2, le numéro de colonne est égal au nombre d’électrons de valence, et pour les colonnes 13 à 18 il vaut 10 + le nombre d’électrons de valence (l’hélium est en colonne 18). Compléter :
| Atome | Configuration | Électrons de valence | Ligne | Colonne |
|---|---|---|---|---|
| B (Z = 5) | ? | ? | ? | ? |
| P (Z = 15) | ? | ? | ? | ? |
| He (Z = 2) | ? | ? | ? | ? |
| Cl (Z = 17) | ? | ? | ? | ? |
| Atome | Configuration | Électrons de valence | Ligne | Colonne |
|---|---|---|---|---|
| B | 1s² 2s² 2p¹ | 3 | 2 | 13 |
| P | 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p³ | 5 | 3 | 15 |
| He | 1s² | 2 | 1 | 18 |
| Cl | 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵ | 7 | 3 | 17 |
Donner la répartition des électrons sur les couches K, L et M pour le phosphore (Z = 15), le magnésium (Z = 12) et l’argon (Z = 18).
Un atome neutre possède trois couches occupées et 3 électrons de valence.
1) Combien d’électrons possède-t-il ? 2) Quel est son numéro atomique ? Quel est l’élément (Z = 12 : Mg ; 13 : Al ; 14 : Si) ? 3) Où se situe-t-il dans le tableau périodique ?
Les gaz nobles (colonne la plus à droite du tableau périodique : hélium, néon, argon...) sont des éléments chimiquement très stables, peu réactifs. Cette stabilité est associée à leur configuration électronique particulière : 8 électrons de valence (2 pour l'hélium). Les autres atomes tendent à acquérir cette configuration stable, soit en formant des ions, soit en établissant des liaisons pour former des molécules.
Un ion monoatomique se forme lorsqu'un atome perd ou gagne un ou plusieurs électrons pour atteindre la configuration électronique du gaz noble le plus proche dans le tableau périodique. Un cation (charge positive) résulte d'une perte d'électrons ; un anion (charge négative) résulte d'un gain d'électrons.
| Ion | H⁺ | Na⁺ | K⁺ | Ca²⁺ | Mg²⁺ | Cl⁻ | F⁻ |
|---|---|---|---|---|---|---|---|
| Formation | perte 1 e⁻ | perte 1 e⁻ | perte 1 e⁻ | perte 2 e⁻ | perte 2 e⁻ | gain 1 e⁻ | gain 1 e⁻ |
| Ion | Nom | Où le rencontre-t-on ? |
|---|---|---|
| Na⁺ | ion sodium | sel de cuisine, eau de mer, sang |
| K⁺ | ion potassium | fruits, engrais |
| Ca²⁺ | ion calcium | calcaire, lait, os |
| Mg²⁺ | ion magnésium | eaux minérales |
| Cl⁻ | ion chlorure | sel de cuisine |
| F⁻ | ion fluorure | dentifrices |
| Cu²⁺ | ion cuivre(II) | solution bleue de sulfate de cuivre |
| Fe²⁺, Fe³⁺ | ions fer(II), fer(III) | rouille, eaux ferrugineuses |
Nommer. Un cation porte le nom de l'élément (ion sodium). Un anion se termine en -ure (chlorure, fluorure, sulfure), sauf O²⁻ : ion oxyde. Dans un solide ionique, on nomme d'abord l'anion : NaCl est le chlorure de sodium.
Une molécule se forme lorsque des atomes mettent des électrons en commun (liaisons covalentes) pour atteindre, eux aussi, une configuration stable. Le schéma de Lewis représente cette organisation : un trait entre deux atomes symbolise un doublet liant (paire d'électrons partagée) ; un trait porté par un seul atome symbolise un doublet non liant (paire d'électrons propre à cet atome).
Électrons de valence : 6 + 2 × 1 = 8, soit 4 doublets. L'oxygène forme 2 liaisons (avec les deux H) : 2 doublets liants. Il reste 2 doublets, portés par l'oxygène pour compléter son octet : 2 doublets non liants. Total : 2 + 2 = 4 ✓
L'énergie de liaison est l'énergie qu'il faut fournir pour rompre une liaison : plus elle est grande, plus la liaison est solide. Voici des valeurs moyennes, arrondies, pour une mole de liaisons.
| Liaison | Énergie (kJ/mol) | Ce qu'on en tire |
|---|---|---|
| H–H | 436 | |
| O=O | 498 | le dioxygène réagit assez facilement |
| N≡N | 945 | le diazote est très peu réactif |
| C–C · C=C · C≡C | 347 · 614 · 839 | simple < double < triple pour une même paire d'atomes |
| C–H · O–H | 413 · 463 |
En 1916, Gilbert N. Lewis propose que la liaison chimique soit une paire d'électrons partagée entre deux atomes. Il avait d'abord imaginé des atomes cubiques, avec un électron à chacun des huit coins : c'est de là que vient la règle de l'octet.
Compter, puis recompter : total d'électrons de valence, puis octet (duet pour H) pour chaque atome.
L'atome d'aluminium (Z = 13) forme un ion monoatomique en atteignant la configuration électronique du néon (Z = 10). Combien d'électrons perd-il ? Quelle est la charge de l'ion aluminium ?
Dans le schéma de Lewis de l'eau H–O–H, avec deux doublets non liants portés par l'oxygène, combien de doublets liants et non liants l'oxygène possède-t-il au total ? L'octet est-il respecté ?
L’atome de sodium a pour numéro atomique Z = 11. 1) Écrire sa configuration électronique. 2) Quel gaz noble est le plus proche ? 3) Quel ion forme-t-il ? Donner sa composition en protons et en électrons.
L’atome de chlore a pour numéro atomique Z = 17. Écrire sa configuration électronique, déterminer l’ion qu’il forme et sa composition en protons et en électrons.
L’atome d’oxygène a pour numéro atomique Z = 8. Déterminer la charge de l’ion monoatomique qu’il forme et sa composition. Vérifier sa charge.
Pour chaque atome, indiquer le gaz noble le plus proche (He Z = 2 ; Ne Z = 10 ; Ar Z = 18) et l’ion monoatomique formé : Li (Z = 3), Be (Z = 4), F (Z = 9), Mg (Z = 12), S (Z = 16).
| Atome | Gaz noble proche | Gain / perte | Ion |
|---|---|---|---|
| Li | He | perte de 1 e⁻ | Li⁺ |
| Be | He | perte de 2 e⁻ | Be²⁺ |
| F | Ne | gain de 1 e⁻ | F⁻ |
| Mg | Ne | perte de 2 e⁻ | Mg²⁺ |
| S | Ar | gain de 2 e⁻ | S²⁻ |
Numéros atomiques : N 7 ; Mg 12 ; S 16. Identifier les ions suivants :
a) un ion à 12 protons et 10 électrons ; b) un ion à 7 protons et 10 électrons ; c) un ion à 16 protons et 18 électrons.
Un solide ionique est électriquement neutre. Donner la formule des solides formés par : a) les ions Na⁺ et Cl⁻ ; b) les ions Mg²⁺ et Cl⁻ ; c) les ions Al³⁺ et O²⁻.
Un atome est particulièrement stable lorsque sa couche externe contient 2 électrons (hydrogène : règle du duet) ou 8 électrons (règle de l’octet). Déterminer le nombre de liaisons covalentes formées par H (1 électron de valence), C (4), N (5), O (6) et Cl (7).
L’ammoniac a pour formule NH₃ (N : 5 électrons de valence ; H : 1). 1) Calculer le nombre total d’électrons de valence, puis de doublets. 2) Dessiner le schéma de Lewis. 3) Vérifier les règles du duet et de l’octet.
Le dioxyde de carbone a pour formule CO₂ (C : 4 électrons de valence ; O : 6). 1) Combien de doublets au total ? 2) Dessiner son schéma de Lewis (chaque O est lié à C par une double liaison). 3) Vérifier l’octet.
Le diazote N₂ (N : 5 électrons de valence) est le principal constituant de l’air. 1) Déterminer le nombre de doublets et proposer son schéma de Lewis. 2) La liaison entre les deux atomes est très difficile à rompre : que peut-on en déduire ?
Q1. Dans l'écriture AZX, la lettre Z représente :
Q2. Les électrons de valence sont :
Q3. Un atome qui perd des électrons forme :
Un échantillon de matière, même minuscule, contient un nombre gigantesque d'entités (atomes, ions ou molécules). Pour manipuler ce nombre facilement, les chimistes utilisent une unité de comptage adaptée : la mole.
1 mole = 6,022 140 76×10²³ entités (constante d'Avogadro, notée NA)Parce que les entités sont minuscules. Une mole de secondes représenterait environ 1,9×10¹⁶ ans, soit près de 1,4 million de fois l'âge de l'Univers (13,8 milliards d'années). À l'inverse, une mole de molécules d'eau tient dans une gorgée : 18 g, soit 18 mL.
| Une mole de… | Masse | Volume ou aspect |
|---|---|---|
| eau H₂O | 18 g | 18 mL, une grosse gorgée |
| sel NaCl | 58,5 g | trois à quatre cuillères à soupe |
| sucre C₁₂H₂₂O₁₁ | 342 g | un peu plus d'un demi-paquet |
| cuivre Cu | 63,5 g | un cube de 3,3 cm d'arête |
| dioxygène O₂ | 32 g | environ 24 L à 20 °C |
La masse d'une entité (molécule ou ion) se calcule en additionnant les masses des atomes qui la composent, à partir de leur formule brute. Connaissant la masse d'une entité et la masse totale d'un échantillon, on peut remonter au nombre d'entités qu'il contient, puis à la quantité de matière n (en mol) :
\(\displaystyle n = \frac{N}{N_A}\)avec N le nombre d'entités, NA ≈ 6,022×10²³ mol⁻¹.
Une masse m = 3,6 g d'eau (masse d'une molécule d'eau : 3,0×10⁻²³ g) — combien de molécules d'eau contient cet échantillon, et quelle quantité de matière cela représente-t-il ?
\(N = m/m_{molécule} = 3{,}6/3{,}0\times10^{-23} = 1{,}2\times10^{23}\ \text{molécules}\) \(n = N/N_A = 1{,}2\times10^{23}/6{,}022\times10^{23} ≈ 0{,}20\ \text{mol}\)La masse molaire M d'une espèce est la masse d'une mole de ses entités. Elle s'exprime en g/mol. Elle se relie à la masse mentité d'une seule entité par M = NA × mentité : pour l'eau, 6,022×10²³ × 3,0×10⁻²³ g ≈ 18 g/mol. La masse molaire atomique se lit dans le tableau périodique ; la masse molaire d'une molécule est la somme des masses molaires de ses atomes.
| Atome | H | C | N | O | Na | Mg | S | Cl | Fe | Cu |
|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|
| M (g/mol) | 1,0 | 12,0 | 14,0 | 16,0 | 23,0 | 24,3 | 32,1 | 35,5 | 55,8 | 63,5 |
Quelle quantité de matière et combien d'unités NaCl dans 5,85 g de sel ? M(NaCl) = 23,0 + 35,5 = 58,5 g/mol.
\(n = \dfrac{5{,}85}{58{,}5} = 0{,}100\ \text{mol} \qquad N = n\times N_A = 0{,}100\times6{,}022\times10^{23}\approx6{,}02\times10^{22}\)Énoncé. Quelle quantité de matière contiennent 10 g d'eau ? M(H) = 1,0 g/mol ; M(O) = 16,0 g/mol.
En 1811, Avogadro suppose que des volumes égaux de gaz contiennent le même nombre de molécules. Le nombre lui-même n'est mesuré que vers 1908 par Jean Perrin, à partir du mouvement brownien : c'est lui qui le baptise « nombre d'Avogadro ». Il obtient le prix Nobel de physique en 1926.
Analyse dimensionnelle d'abord : l'unité du résultat doit être celle qu'on cherche. Ordre de grandeur ensuite.
Un échantillon contient n = 0,50 mol d'atomes de fer. Calculer le nombre d'atomes de fer correspondant.
Un échantillon contient N = 3,011×10²² molécules. Calculer la quantité de matière correspondante.
Donnée : la masse d’un nucléon est voisine de 1,67×10⁻²⁷ kg (soit 1,67×10⁻²⁴ g). Estimer la masse d’une molécule de dioxyde de carbone CO₂ (C : 12 nucléons ; O : 16 nucléons).
Donnée : la masse d’un nucléon est voisine de 1,67×10⁻²⁷ kg (soit 1,67×10⁻²⁴ g). Estimer la masse d’un atome de cuivre \({}^{64}_{29}\text{Cu}\), en kg puis en g.
Un fil de cuivre a une masse de 32 g. Masse d’un atome de cuivre : 1,07×10⁻²² g ; NA = 6,022×10²³ mol⁻¹. Calculer le nombre d’atomes de cuivre, puis la quantité de matière.
Un litre d’eau a une masse de 1 000 g. Masse d’une molécule d’eau : 3,0×10⁻²³ g. Combien de molécules d’eau contient-il ? Quelle quantité de matière cela représente-t-il ?
Un échantillon contient n = 2,5 mol de dioxyde de carbone. Calculer le nombre de molécules correspondant (NA = 6,022×10²³ mol⁻¹).
Un échantillon de dioxygène contient N = 1,8×10²⁴ molécules. Calculer la quantité de matière (NA = 6,022×10²³ mol⁻¹).
Données : la masse d’un nucléon est voisine de 1,67×10⁻²⁷ kg (soit 1,67×10⁻²⁴ g) ; NA = 6,022×10²³ mol⁻¹ ; masse d’une molécule d’eau : 3,0×10⁻²³ g. Le saccharose a pour formule C₁₂H₂₂O₁₁ (C : 12 nucléons ; H : 1 ; O : 16).
1) Calculer la masse d’une molécule de saccharose. 2) Calculer la masse d’une mole d’eau, puis d’une mole de saccharose.
Un morceau de sucre (saccharose C₁₂H₂₂O₁₁) a une masse de 10,0 g. La masse d’une molécule de saccharose est 5,7×10⁻²² g. Calculer le nombre de molécules et la quantité de matière.
Un échantillon de dioxygène O₂ a une masse de 1,6 g. Donnée : la masse d’un nucléon est voisine de 1,67×10⁻²⁷ kg (soit 1,67×10⁻²⁴ g) (O : 16 nucléons). Calculer la masse d’une molécule de dioxygène, le nombre de molécules et la quantité de matière.
Un diamant est constitué uniquement d’atomes de carbone. Il a une masse de 0,20 g. Donnée : la masse d’un nucléon est voisine de 1,67×10⁻²⁷ kg (soit 1,67×10⁻²⁴ g) (C : 12 nucléons). Calculer le nombre d’atomes de carbone et la quantité de matière.
L'étiquette d'une bouteille d'eau minérale de volume V = 1,5 L indique : « Sodium (Na⁺) : 130 mg/L ; Magnésium (Mg²⁺) : 24 mg/L ».
1. Le sodium et le magnésium sont-ils solvant ou soluté dans cette eau ? Justifier.
2. Calculer la masse de sodium présente dans la bouteille entière.
3. L'ion Na⁺ dérive de l'atome de sodium (Z = 11), qui a perdu 1 électron. Établir la configuration électronique de l'atome de sodium neutre, et donner son nombre d'électrons de valence.
4. Sachant que la masse d'un ion Na⁺ vaut environ 3,8×10⁻²³ g, calculer le nombre d'ions Na⁺ contenus dans la bouteille, puis la quantité de matière correspondante.
Q1. Un mélange hétérogène se distingue d'un mélange homogène par :
Q2. La concentration en masse d'une solution s'exprime en :
Q3. Le numéro atomique Z d'un atome correspond à :
Q4. Deux éléments d'une même colonne du tableau périodique ont :
Q5. Un atome qui gagne des électrons pour se rapprocher de la configuration d'un gaz noble forme :
Q6. Dans un schéma de Lewis, un doublet non liant est représenté :
Q7. La constante d'Avogadro NA vaut environ :
À partir d'un échantillon inconnu, mesurer sa masse volumique, tester sa température de changement d'état, et réaliser les tests chimiques caractéristiques appris dans ce chapitre pour l'identifier — l'occasion de manipuler avec les règles de sécurité de base (lunettes, gants) en chimie.
Préparer une gamme de solutions colorées de concentrations connues, mesurer leur teinte ou leur absorbance, tracer la courbe d'étalonnage, puis déterminer la concentration d'une solution inconnue par lecture graphique — la méthode vue dans ce chapitre, mise en pratique.
En 1869, le chimiste russe Dmitri Mendeleïev propose un classement des éléments chimiques connus par masse atomique croissante, en laissant des cases vides pour des éléments pas encore découverts — l'ancêtre du tableau périodique actuel. Quelques décennies plus tard, en 1909, le physicien américain Robert Millikan mesure avec précision la charge électrique élémentaire, confirmant que la charge de toute particule est un multiple entier de cette valeur.
Ce chapitre a décrit la matière à l'état statique, aux échelles macroscopique et microscopique. Le chapitre suivant s'intéresse à ce qui se passe lorsqu'elle se transforme : transformations physiques, chimiques et nucléaires, réactif limitant, et premiers bilans énergétiques associés à ces transformations.
À force de lire des copies et d'assister à des séances, on finit par reconnaître les mêmes erreurs — et les mêmes bonnes idées. Voici ce que je retiens de ce chapitre : d'abord les compétences qu'il travaille, ensuite un modèle de rédaction, enfin les erreurs que je lis le plus souvent. À la fin, trois défis pour ceux qui aiment chercher.
| Compétence | Dans ce chapitre, cela veut dire… |
|---|---|
| S'approprier | repérer les données utiles, leurs unités, la grandeur cherchée |
| Analyser · raisonner | choisir la bonne relation (cm = m/V, n = m/M, A = Z + N…) et justifier le choix |
| Réaliser | calculer, écrire une configuration, un schéma de Lewis, suivre un protocole |
| Valider | ordre de grandeur, unités, chiffres significatifs, octet, somme des % = 100 |
| Communiquer | rédiger : relation littérale, application numérique, résultat, unité, phrase |
1. Données — « m = 4,0 g ; V = 200 mL = 0,200 L ».
2. Relation — « cm = m / V ».
3. Application numérique — « cm = 4,0 / 0,200 ».
4. Résultat — « cm = 20 g/L » (unité, chiffres significatifs).
5. Conclusion — une phrase qui répond à la question posée, après une vérification (ordre de grandeur, unités).
| Ce que je lis | Ce que j'attends |
|---|---|
| « V = 250 » (des mL) dans cm = m / V | convertir : V = 0,250 L |
| n = m × M | n = m / M (unités : g ÷ g/mol = mol) |
| N = A + Z | N = A − Z |
| « ⁶₁₂C » | A en haut, Z en bas : ¹²₆C |
| neuf électrons autour de l'azote | octet : 3 liaisons + 1 doublet non liant |
| ρ pris pour cm | masse totale ÷ V ≠ masse du soluté ÷ V |
| des pourcentages dont la somme est 97 % | la somme fait 100 % : chercher l'erreur |
| « le test est positif : c'est de l'eau pure » | « le liquide contient de l'eau » |
| un résultat sans unité | toujours l'unité, toujours une phrase |
| arrondir à chaque étape | arrondir uniquement le résultat final |
Le sérum physiologique est une solution de chlorure de sodium à 9,0 g/L. Combien d'ions sodium Na⁺ contient 1,0 mL de sérum ? (M(NaCl) = 58,5 g/mol)
Un vinaigre « à 8° » contient 8 g d'acide éthanoïque (C₂H₄O₂) pour 100 g de vinaigre ; sa masse volumique est 1,01 g/mL. Combien de molécules d'acide contiennent 10 mL de ce vinaigre ? (M(H) = 1,0 ; M(C) = 12,0 ; M(O) = 16,0 g/mol)
Un verre contient 250 mL d'eau (ρ = 1,00 g/mL). Combien d'électrons contient-il ? Quelle charge totale portent-ils ? (e = 1,602×10⁻¹⁹ C ; M(H₂O) = 18,0 g/mol)
Coche honnêtement chaque compétence que tu maîtrises. Ta progression est enregistrée automatiquement sur cet appareil.