Fiche de révision : Introduction aux grandeurs molaires et solutions chimiques

📋 Plan du Cours

1. Grandeurs molaires
2. Masse molaire et volume molaire
3. Quantité de matière et calculs
4. Gaz parfait et densité
5. Concentration des solutions
6. Dilution des solutions
7. Applications pharmaceutiques
8. Sucrose et glucose

📖 1. Grandeurs molaires

🔑 Notions clés & Définitions

• Quantité de matière : La quantité de matière mesure la “teneur en entités” d’un échantillon et s’exprime en mol.
• Constante d’Avogadro : La constante d’Avogadro relie une quantité de matière au nombre d’entités et vaut $N_A=6{,}02\times10^{23}$ mol$^{-1}$.
• Entités chimiques : Les entités chimiques sont les unités comptées (atomes, molécules, ions) utilisées pour relier une masse ou un volume à la quantité de matière.

📝 Points essentiels

• La quantité de matière $n$ se calcule à partir du nombre d’entités $N$ par $n=\dfrac{N}{N_A}$.
• Le nombre d’entités se déduit de la quantité de matière par $N=n\,N_A$.
• La mole correspond à $6{,}02\times10^{23}$ entités chimiques.
• Pour les calculs, $M$ (masse molaire) et $V_m$ (volume molaire) servent ensuite à relier masse ou volume à la quantité de matière via des relations de type $n=\dfrac{m}{M}$ et n=\dfrac{V}{V_m.

💡 Astuce mémo

n ↔ N : $N=n\,N_A$ ; “moles = paquets de $6{,}02\times10^{23}$ entités”.

📖 2. Masse molaire et volume molaire

🔑 Notions clés & Définitions

• Masse molaire : La masse molaire est la masse d’une mole de particules d’un corps, numériquement égale à la somme des masses atomiques des atomes de sa formule.
• Volume molaire : Le volume molaire est le volume occupé par une mole de gaz dans des conditions de pression et de température précises.
• Volume molaire aux conditions normales : Le volume molaire des gaz vaut 22,4 L·mol⁻¹ aux conditions normales utilisées dans le cours pour convertir n↔V.

📝 Points essentiels

• La masse molaire d’un composé s’obtient en additionnant $a_i\,M_i$ des atomes de sa formule (avec leurs coefficients stœchiométriques).
• La conversion masse↔quantité de matière se fait par $n=\dfrac{m}{M}$.
• Pour un gaz aux conditions normales, la relation directe est $V=n\times 22,4\,\text{L·mol}^{-1}$.
• Le volume molaire se calcule aussi par $V_m=\dfrac{V}{n}$, et s’insère dans $PV=nRT$ via $V_m=\dfrac{RT}{P}$.
• Dans l’exercice du cours pour un gaz, le volume molaire est déterminé à partir de $PV=nRT$ puis la quantité de matière en déduit $n=\dfrac{V}{V_m}$.
• La constante des gaz utilisée est $R=8,31\,\text{(en SI)}$ (avec l’équation du gaz parfait $PV=nRT$).

💡 Astuce mémo

22,4 L·mol⁻¹ ↔ conditions normales : une mole de gaz, c’est 22,4 L.

📖 3. Quantité de matière et calculs

🔑 Notions clés & Définitions

• Mol : Le mol est une quantité de matière qui contient un nombre fixe d’entités (atomes, molécules ou ions), égal au nombre d’Avogadro.
• Nombre d’Avogadro : Le nombre d’Avogadro $N_A$ est le facteur qui relie le nombre de particules et la quantité de matière, avec $N= nN_A$.

📝 Points essentiels

• On calcule la quantité de matière avec $n=\frac{m}{M}$, où $m$ est la masse et $M$ la masse molaire.
• Le nombre de particules s’obtient par $N=nN_A$, avec $N_A=6{,}02\times10^{23}\,mol^{-1}$.
• Pour un gaz aux conditions normales, $V_m=22{,}4\,L\,mol^{-1}$ permet d’écrire $n=\frac{V}{22{,}4}$.
• Exemple (méthane $CH_4$) : pour $V=2{,}24\,L$, on a $n=0{,}10\,mol$ et le nombre de molécules vaut $N=0{,}10\times6{,}02\times10^{23}=6{,}02\times10^{22}$.
• Exemple (méthane $CH_4$) : si on cherche le nombre d’atomes de carbone dans les molécules, on multiplie par 1 carbone par molécule, donc $N_C=6{,}02\times10^{22}$ ; si on compte les 4 atomes par molécule, on obtient $4\times6{,}02\times10^{22}=2{,}41\times10^{23}$.
• En utilisant les abondances isotopiques de Cu (69,1% pour $^{63}Cu$ et 30,8% pour $^{65}Cu$), on obtient une masse molaire moyenne d’environ $M\approx63{,}5\,g\,mol^{-1}$.

💡 Astuce mémo

$n=\dfrac{m}{M}$ : masse sur masse molaire pour obtenir les moles.

📖 4. Gaz parfait et densité

🔑 Notions clés & Définitions

• Loi des gaz parfaits : La loi des gaz parfaits relie la pression, le volume, la quantité de matière et la température via $PV=nRT$.
• Densité d’un gaz : La densité d’un gaz mesure sa masse par unité de volume, avec gaz=m/V et =m/V=\rho=\frac{m}{V}.

📝 Points essentiels

• Pour appliquer la loi des gaz parfaits, il faut utiliser la température absolue $T=\theta+273\,K$ et la constante $R=8{,}31$ en unités SI.
• À pression $P$ et température $\theta$ fixées, le volume molaire vérifie $V_M=\frac{RT}{P}$.
• Pour l’exemple avec $V=6{,}15\,L$, $P=2\,\mathrm{atm}$ et $\theta=27^\circ\mathrm{C}$, on obtient $V_M\approx 12{,}3\,L\,mol^{-1}$.
• Dans des conditions normales, la densité d’un gaz se calcule avec $\rho_{gaz}=\frac{M}{22{,}4}$ (en $g\,L^{-1}$).
• Le rapport des densités au même état s’écrit $\frac{\rho_{gaz}}{\rho_{air}}=\frac{M_{gaz}}{M_{air}}$ avec $M_{air}=29\,g\,mol^{-1}$, donc un gaz plus dense que l’air descend et inversement.

💡 Astuce mémo

$V_M=\frac{RT}{P}$ : volume molaire ↑ si $T$ ↑ ou si $P$ ↓.

📖 5. Concentration des solutions

🔑 Notions clés & Définitions

• Concentration molaire : La concentration molaire est la quantité de matière dissoute par volume de solution, exprimée en mol·L⁻¹.
• Concentration massique : La concentration massique est la masse de soluté dissoute par volume de solution, exprimée en g·L⁻¹.
• Concentration en pourcentage massique : Le pourcentage massique mesure la fraction massique du soluté dans 100 g de solution, exprimée en %.

📝 Points essentiels

• La concentration molaire vérifie $c=\dfrac{n}{V}$ avec $n$ en mol et $V$ en L.
• La concentration massique vérifie $c_m=\dfrac{m}{V}$ avec $m$ en g et $V$ en L.
• Le pourcentage massique est $p\%=\dfrac{m_{soluté}}{100\,g\,\text{de solution}}\times 100$.
• La relation donnée entre $p$, $c$, $M$ et la densité $d$ est $10Mc= p d$ quand $c$ est en mol·L⁻¹ et $d$ en g·mL⁻¹.

📖 6. Dilution des solutions

🔑 Notions clés & Définitions

• Loi de dilution : La loi de dilution relie les concentrations et les volumes lors du passage d’une solution mère à une solution plus diluée.
• Facteur de dilution : Le facteur de dilution $f$ mesure le rapport entre le volume final et le volume prélevé lors d’une dilution.
• Solution mère : La solution mère est celle dont on prélève un volume pour préparer une solution diluée.
• Solution diluée : La solution diluée est le résultat obtenu après ajout de solvant pour atteindre un volume final plus grand.

📝 Points essentiels

• Lors d’une dilution, la quantité de matière $n$ du soluté prélevé reste la même avant et après dilution.
• Pour une dilution à température donnée, on utilise $c_1V_1=c_2V_2$ avec $V_1$ volume prélevé et $V_2$ volume final.
• On définit le facteur de dilution par $f=\dfrac{V_2}{V_1}$, puis on a $c_2=\dfrac{c_1}{f}$.
• Dans l’exemple NaOH, la solution mère a une concentration $c_1=0{,}5\,mol\,L^{-1}$ obtenue à partir de $m=0{,}4\,g$ dans $V_1=200\,mL$.
• Si on prélève $V_1=10\,mL$ de cette solution et qu’on complète à $V_2=100\,mL$, alors $f=10$ et la solution diluée a $c_2=0{,}05\,mol\,L^{-1}$.
• La masse de soluté dans un volume $V'$ de solution diluée se calcule par $m=c_2V' M$ (avec $M$ la masse molaire du soluté).

💡 Astuce mémo

Dilution = même $n$ : quand $V$ augmente (plus grand $V_2$), la concentration diminue selon $c_2=c_1\dfrac{V_1}{V_2}$.

📖 7. Applications pharmaceutiques

🔑 Notions clés & Définitions

• Solution antiseptique : Solution aqueuse utilisée pour désinfecter, dont la concentration molaire se détermine par $c=n/V$ et la préparation par dilution.
• Éosine sodique : Matière active de l’antiseptique donnée sous forme de sel sodique, dont une masse est dissoute puis éventuellement diluée pour obtenir une concentration molaire cible.
• Degré de pureté : Fraction massique réellement utile dans une poudre, utilisée pour convertir une masse de produit pur en masse à peser.

📝 Points essentiels

• Pour l’éosine sodique, la dilution suit $c_1=c_0/f$ avec $f=V_f/V_i$, donnant par exemple $f=10$ donc $c_1=0,02\ \text{mol·L}^{-1}$ à partir de $c_0=0,2\ \text{mol·L}^{-1}$.
• Pour préparer une solution de $c=0,1\ \text{mol·L}^{-1}$ de NaI dans $V=100\ \text{mL}$, la quantité pure vaut $n=cV=0,010\ \text{mol}$ et la masse de NaI pur vaut $m_{0}=1,5\ \text{g}$.
• Avec une pureté $P=90\%$, la masse à peser est $m=m_0/P=1,67\ \text{g}$ pour obtenir $1,5\ \text{g}$ de NaI effectif.
• Pour le HCl, on vérifie la concentration molaire de la solution commerciale à l’aide des données $d$, $P$ et $M$, et on obtient $c_0=12,06\ \text{mol·L}^{-1}$.
• Pour préparer $V_f=500\ \text{mL}$ à $c_f=0,482\ \text{mol·L}^{-1}$ avec cette solution mère, on calcule $f=c_0/c_f=25$ puis $V_0=V_f/f=20\ \text{mL}$.

💡 Astuce mémo

Dilution : concentration × volume = constante ($c_0V_0=c_fV_f$), et $f=V_f/V_0$ donc $c_f=c_0/f$.

📖 8. Sucrose et glucose

🔑 Notions clés & Définitions

• Saccharose : Le saccharose est un sucre dont la formule chimique est $C_{12}H_{22}O_{11}$.
• Masse molaire du saccharose : La masse molaire du saccharose vaut $342\,g\,mol^{-1}$, ce qui permet de passer entre masse et quantité de matière.

📝 Points essentiels

• La formule du saccharose est $C_{12}H_{22}O_{11}$ et sa masse molaire est $342\,g\,mol^{-1}$.
• Avec $126{,}5\,g$ de saccharose dans un volume $V=2\,L$, on obtient $c=0{,}185\,mol\,L^{-1}$.
• La masse de saccharose dans une portion de $220\,mL$ vaut $m=13{,}92\,g$.
• Si la limite quotidienne est $25\,g$ de sucre, le nombre maximal de cups (220 mL) est $25/13{,}92\approx 1{,}8$.

💡 Astuce mémo

Mnémo : $C_{12}H_{22}O_{11}\Rightarrow M=342\,g\,mol^{-1}$.

📊 Tableaux de synthèse

Concentrations des solutions

⚠️ Pièges & confusions fréquents

1. Confondre le nombre d’entités N et la quantité de matière n : on utilise N = n·N_A (et pas l’inverse).
2. Prendre la température en °C dans PV = nRT : il faut utiliser T = θ + 273 K.
3. Mélanger les conditions normales : le volume molaire des gaz vaut 22,4 L·mol⁻¹ dans les conditions normales du cours.
4. Doubler/omettre le facteur de l’abondance isotopique lors d’une masse molaire moyenne (ex. Cu) : la moyenne dépend des pourcentages donnés.
5. Se tromper d’unités pour les concentrations massiques : c_m = m/V est en g·L⁻¹ (pas g·mL⁻¹).
6. Utiliser une “dilution” en changeant la quantité de matière : en dilution, n du soluté reste la même, donc c1V1 = c2V2.
7. Écrire V = n·22,4 seulement dans les conditions normales du cours ; sinon on doit passer par V_m = RT/P puis n = V/V_m.

✅ Checklist Examen

1. Définir quantité de matière n, nombre d’entités N et constante d’Avogadro N_A, puis utiliser n = N/N_A et N = n·N_A.
2. Convertir masse m ⇄ quantité de matière n avec n = m/M en identifiant la masse molaire M.
3. Calculer une masse molaire M à partir des atomes de la formule (combiner avec les coefficients stœchiométriques).
4. Pour un gaz aux conditions normales du cours, convertir n ⇄ V avec V = n×22,4 L·mol⁻¹ (ou n = V/22,4).
5. Utiliser correctement PV = nRT avec T = θ+273 K et R = 8,31 en SI, puis déduire V_m = RT/P et n = V/V_m.
6. Savoir relier densité d’un gaz à sa masse molaire : en conditions normales, ρ_gaz = M/22,4 (g·L⁻¹), et interpréter la comparaison aux densités de l’air via M.
7. Définir et relier concentrations : c = n/V, c_m = m/V, p% = (m_soluté/100 g solution)×100, et employer 10Mc = p·d quand c est en mol·L⁻¹ et d en g·mL⁻¹.
8. Appliquer une dilution : conserver n et utiliser c1V1 = c2V2, avec f = V2/V1 et donc c2 = c1/f.
9. Résoudre des préparations pharmaceutiques avec pureté : m = m0/P quand la masse utile est inférieure à la masse pesée.
10. Pour la dilution d’un antiseptique (ex. éosine sodique), appliquer la relation c1 = c0/f (f = Vf/Vi) puis déterminer la quantité pure visée n = cV.
11. Traiter sucrose/glucose avec formule et masse molaire donnée (ex. saccharose M = 342 g·mol⁻¹), convertir masse ⇄ quantité puis exploiter un maximum de consommation en “cups”.