L'essentiel
- Une mole contient exactement 6,022 140 76×10²³ entités, nombre fixé par définition.
- La quantité de matière n d'un échantillon se calcule par n = N / NA, avec NA = 6,02×10²³ mol⁻¹.
- La masse molaire d'une molécule est la somme des masses molaires atomiques de tous ses atomes.
- La masse molaire d'un ion est celle des atomes qui le composent, car la masse des électrons est négligeable.
- L'eau de cristallisation d'un sel hydraté compte dans sa masse molaire : M(CuSO₄·5H₂O) = 249,6 g·mol⁻¹ contre 159,6 g·mol⁻¹ pour CuSO₄.
- Pour un liquide pur, on passe du volume à la masse par la masse volumique : m = ρ × V, puis n = m / M.
- Pour un gaz, le volume molaire Vm ne dépend que de la température et de la pression, pas de la nature du gaz (loi d'Avogadro-Ampère).
- Une solution est un mélange homogène d'un ou plusieurs solutés dissous dans un solvant ; au-delà de la solubilité, elle est saturée.
- La concentration se calcule toujours avec le volume de la solution, pas celui du solvant.
- Un solide ionique se dissocie en ions : pour CaCl₂ de concentration apportée C, [Ca²⁺] = C et [Cl⁻] = 2C.
- Une solution est électriquement neutre : la somme des charges positives égale celle des charges négatives.
- Une solution de concentration précise se prépare dans une fiole jaugée : peser, dissoudre, rincer, compléter au trait, homogénéiser.
- Lors d'une dilution, la quantité de soluté se conserve : C₀ × V₀ = C₁ × V₁.
- Le prélèvement d'une dilution se fait à la pipette jaugée rincée avec la solution mère.
- La concentration d'une solution commerciale se calcule à partir du pourcentage massique et de la densité, en raisonnant sur un litre.
Formules et définitions à connaître
| Grandeur | Formule | Unités | Condition de validité |
|---|---|---|---|
| Quantité de matière | n = N / NA | mol ; NA en mol⁻¹ | toujours |
| Lien masse et quantité | n = m / M | m en g, M en g·mol⁻¹ | toujours |
| Masse volumique | ρ = m / V | g·mL⁻¹ ou kg·m⁻³ | toujours |
| Densité | d = ρ / ρ(eau) | sans unité | liquide ou solide |
| Volume molaire | n = V / Vm | V en L, Vm en L·mol⁻¹ | gaz seulement, Vm de la bonne température |
| Concentration en masse | Cm = m(soluté) / V(solution) | g·L⁻¹ | soluté dissous |
| Concentration en quantité de matière | C = n(soluté) / V(solution) | mol·L⁻¹ | soluté dissous |
| Lien entre concentrations | Cm = C × M | même soluté | |
| Dilution | C₀ × V₀ = C₁ × V₁ | volumes dans la même unité | ajout de solvant seul |
| Facteur de dilution | F = C₀ / C₁ = V₁ / V₀ | sans unité, F > 1 | dilution |
| Solution commerciale | C₀ = w × ρ(solution) / M | ρ en g·L⁻¹ | w en fraction (0,37 pour 37 %) |
Valeurs de Vm sous pression atmosphérique : 22,4 L·mol⁻¹ à 0 °C, 24,0 L·mol⁻¹ à 20 °C, 24,5 L·mol⁻¹ à 25 °C.
Pièges à éviter
- Oublier de convertir les mL en L avant de calculer une concentration.
- Confondre concentration en masse et masse volumique, qui ont la même unité.
- Oublier l'eau de cristallisation dans la masse molaire d'un sel hydraté.
- Donner [Cl⁻] = C pour CaCl₂ au lieu de 2C, faute d'avoir écrit l'équation de dissolution.
- Utiliser le volume molaire pour un liquide ou un solide.
- Prendre comme V₁ le volume d'eau ajoutée au lieu du volume total de la solution fille.
- Rincer la pipette à l'eau distillée au lieu de la rincer avec la solution à prélever.
Je me teste
1. Que vaut NA ? → 6,02×10²³ mol⁻¹.
2. Masse molaire de H₂O ? → 18,0 g·mol⁻¹.
3. Quantité de matière dans 9,0 g de glucose (M = 180,0 g·mol⁻¹) ? → 5,0×10⁻² mol.
4. Volume de 0,25 mol de gaz à 20 °C ? → 6,0 L.
5. Relation entre Cm et C ? → Cm = C × M.
6. [Cl⁻] dans une solution de CaCl₂ à 0,100 mol·L⁻¹ ? → 0,200 mol·L⁻¹.
7. Quelle verrerie pour préparer une solution de concentration précise ? → Une fiole jaugée.
8. Volume à prélever pour une dilution au dixième dans une fiole de 100,0 mL ? → 10,0 mL.
9. Que se conserve lors d'une dilution ? → La quantité de matière de soluté.
10. Concentration d'une solution de HCl à 37 % de densité 1,19 (M = 36,5 g·mol⁻¹) ? → Environ 12 mol·L⁻¹.