M3S1_RE

Site: Moodle CSSRDN
Cours: Science 4e secondaire (ST / STE) - 2023-2024 - Douance
Livre: M3S1_RE
Imprimé par: Visiteur anonyme
Date: vendredi 18 juillet 2025, 10:00

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Tu dois parcourir l'ensemble des chapitres de ce cahier de  ressources pour bien te préparer au test de validation de cette station.

1. C'est petit, un atome

1.1 L'exercice du riz

Est-il possible d'acheter un seul grain de riz. Évidement que non, c'est trop petit ! On vend donc le riz en poche et on estime que toutes les poches de riz ont le même nombre de grains parce qu'ils ont la même masse. C'est la même chose pour le café, les feuilles de papier ou les jujubes. Lorsqu'un élément est trop petit pour être compté, on utilise des paquets pour analyser les quantités impliquées. 

Une douzaine d'œufs contient douze œufs. Une paquet de feuilles contient 200 feuilles. En chimie, le paquet s'appelle la mole et il contient un très grand nombre de particules, et ce, pour que celle-ci soit macroscopique, ce qui signifie qu'on peut voir et manipuler une mole d'atomes. Une mole de plomb par exemple pèse 207,2 g. Une mole d'hélium aux conditions normales a un volume de 22,4 L. Une mole, c'est une quantité avec laquelle on peut travailler concrètement. 


1.2 Le nombre d'Avogadro

Quel nombre choisir pour que ce soit pratique ? Outre le fait qu'il doit être macroscopique, donc gros, le choix de cette valeur ne doit pas relever du hasard. Laissez-moi vous expliquer. Il y a deux nombres importants sur tous les tableaux périodiques, soient le numéro atomique et la masse atomique. Concentrons-nous sur cette deuxième valeur. Elle est exprimée en unité atomique et elle correspond au douzième de la masse d'un atome de carbone 12. Autrement dit, elle correspond à peu de choses près à la masse d'un proton ou d'un neutron qui ont sensiblement la même masse. La masse atomique correspond donc au nombre de nucléons (particules dans le noyau). 

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Ce serait vraiment pratique de réutiliser cette valeur, mais de façon macroscopique. 

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Ce n'est donc pas sorcier. L'objectif d'Avogadro pour déterminer le nombre de particules dans une mole était simplement de réutiliser la masse atomique du tableau périodique des éléments.

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Amadeo Avogadro

Né en 1776 et mort en 1856 à Turin en Italie, Avogadro est surtout reconnu pour avoir élaboré la loi d'Avogadro selon laquelle un même volume de gaz différents contient le même nombre de moles à une température et à une pression données. Cette loi est importante puisqu'elle permet de déterminer la masse molaire d'un gaz par rapport à un autre dont la masse molaire est connue. Pourtant, le nombre d'Avogadro reste à être calculé. Il faut dire que l'existence même de l'atome était remis en cause à l'époque. Jean Perrin s'approche de la valeur actuellement admise comme étant le nombre d'Avogadro en 1913. Celle-ci n'est officiellement fixée qu'en 2019 à 6,02214076 x 1023

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2. Masse molaire d'une molécule

2.1 Comprendre les chiffres


2.2 La composition d'une molécule et sa masse molaire

La masse molaire moléculaire est donc la somme des masses molaires atomiques des différents atomes qui forment la molécule. 

- La molécule d'eau (H2O) contient deux atomes d'hydrogène (1,01g/mol) et un atome d'oxygène (16,00 g/mol).

1,01 g/mol x 2 + 16,00 g/mol = 18,02 g/mol

Sa masse molaire est de 18,02 g/mol


- Le vinaigre (CH3COOH) contient deux atomes de carbone (12,01 g/mol), deux atomes d'oxygène (16,00 g/mol) et quatre atomes d'hydrogène (1,01 g/mol).

 12,01 g/mol x 2 + 16,00 g/mol x 2 + 1,01 g/mol x 4 = 64,06 g/mol

Sa masse molaire molaire est de 64,06 g/mol


- Le dihydroxyde de calcium (Ca(OH)2) contient 1 atome de calcium (40,08 g/mol), deux atomes d'oxygène (16,00 g/mol) et deux atomes d'hydrogène (1,01 g/mol).

 40,08 g/mol + (16,00 g/mol + 1,01 g/mol) x 2 = 74,10 g/mol

Sa masse molaire est de 74,10 g/mol


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3. Relation entre la masse et le nombre de moles

3.1 La masse molaire d'une molécule

Pour connaître la masse molaire d'une molécule, il suffit d'additionner la masse molaire de ses composantes. Ainsi, la masse molaire du dioxyde de carbone (CO2) se calcule de la façon suivante :

Calcul de la masse molaire du CO2

Masse molaire du carbone : 12,01 g/mol

Masse molaire de l'oxygène : 16,00 g/mol

Le CO2 contient 1 atome de carbone et 2 atomes d'oxygène. 

1 x 12,01g/mol + 2 x 16,00g/mol = 44,01 g/mol


3.2 Nombre de moles, masse et masse molaire

Si un éléphant pèse 7 tonnes, combien pèse 3 éléphants ? La question semble bête (sans mauvais jeu de mots), mais il s'agit en fait d'un simple produit croisé. C'est la même chose pour les moles. Si la masse molaire du dioxyde de carbone est de 44,01 g/mol, quel est la masse de 5 moles de dioxyde de carbone ?

Calcul de la masse du CO2

Masse molaire du CO2 : 44 g/mol

Nombre de moles du CO2 : 5 moles

\( \frac{44,01g}{1 mol} = \frac{m}{5 mol} \)

m = \( \frac{44,01g \times 5mol}{1 mol} \) = 220,05 g

On peut donc multiplier la masse molaire par le nombre de moles pour obtenir la masse du produit.

Formule

M = \( \frac{m}{n} \)

m : Masse
M : Masse molaire
n : Nombre de moles

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3.3 Résumé de cette notion importante


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4. Synthèse

Astuce!

Tu veux réussir mieux ! Prends le temps de consigner dans le cahier de notes l'ensemble de tes apprentissages. Tu auras ainsi un cahier non seulement ordonné, mais aussi imprimable. De plus, le fait de résumer, d'expliquer, de synthétiser la matière te permet de mieux l'assimiler. Ton temps d'étude en sera sans aucun doute réduit!

Important : Lorsque tu prends des notes dans ton cahier, tu dois toujours cliquer sur "enregistrer" pour les conserver. Une fois tes notes compilées, n'oublie pas de cocher la boite à côté de cette ressource afin d'avoir accès au test de validation de la station.

Voici ce que je retiens de la station 1 : 


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