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© PIERRON 2011 Prélever une quantité de matière (page 1) Document du professeur

© PIERRON 2011 Prélever une quantité de matière (page 1) Document du professeur 1/11 Programme : BO spécial n°4 du 29/04/2010 LA PRATIQUE DU SPORT NOTIONS ET CONTENUS COMPETENCES ATTENDUES Les besoins et les réponses de l’organisme lors d’une pratique sportive : lors d’une activité physique, des transformations chimiques et physiques se produisent et s’accompagnent d’effets thermiques. Les apports alimentaires constitués d’espèces ioniques ou moléculaires permettent de compenser les pertes dues au métabolisme et à l’effort. Inventaire et classement de quelques espèces chimiques. La quantité de matière. Son unité : la mole Constante d’Avogadro, NA. Masses molaires atomique et moléculaire : M (g.mol-1) Calculer une masse molaire moléculaire à partir des masses molaires atomiques ; Déterminer une quantité de matière connaissant la masse d’un solide. Prélever une quantité de matière d’une espèce chimique donnée. Pré requis o La notion de mole, quantité de matière Mots-clé o Nombre d’Avogadro o Quantité de matière o Mole o Masse molaire atomique o Masse volumique o g.mol-1 Liste de matériel : Professeur o Chlorure de sodium 1kg Ref. 01808980 o Tournure de cuivre 1 kg Ref. 01308980 o Pastilles de soude 1 kg Ref. 01817980 o Glucose monohydraté 1kg Ref. 01449980 o Fer en limaille pur 1kg Ref. 01414980 o Eau distillée 5L Ref. 01372988 o Glycérol 1L Ref. 01452980 o Bleu de méthylène en solution pur 30 mL Ref. 01258030 o Sulfate de cuivre pentahydraté 1kg Ref. 01318980 Poste élève o Erlenmeyer col étroit 250 mL Ref. 06445 o Bouchons Ref. 07561 o Turbulent lisse 20 mm (par 2) Ref. 15027 o Agitateur magnétique Ref. 15140 o Spatule double Ref. 06652 o Verre de montre diam 80mm (lot de 10) Ref. 06647 o Balance électronique à 0,1 g (portée 500 g) Ref. 06089 o Entonnoir pour poudre Ref. 06851 o Eprouvette 250 mL Ref. 08660 Physique – Chimie PRELEVER UNE QUANTITE DE MATIERE Niveau 2nde THEME : LA PRATIQUE DU SPORT © PIERRON 2011 Prélever une quantité de matière (page 2) Document du professeur 2/11 o Pipette graduée 10 mL Ref. 06611 o Propipette universelle Ref. 06657 o Tube à essais Ref. 06623 o Porte-tubes Ref. 00022 o Lunette de protection Ref. 43527 o Gants latex taille L Ref. 91693 Remarques : o Un flacon contenant une dizaine de grammes de chaque substance solide précédemment recensées sera mis à disposition pour chaque poste élève. o Ce TP permet d’aborder le passage de l’échelle microscopique (atomes, ions, molécules) à l’échelle humaine. o Les objectifs expérimentaux sont simples : l’élève apprend à utiliser le matériel de base du chimiste que sont la balance mono plateau avec la fonction tare, l’éprouvette graduée ainsi que les pipettes graduées. o A travers ce TP, on peut insister sur la précision des appareils de mesure, la lecture d’une éprouvette et l’usage d’une propipette. o L’emploi des pastilles de soude et du sulfate de cuivre hydraté permettront de mentionner clairement les dangers de certaines substances et les précautions à prendre dans ces cas. o Quelques rappels: Définition légale de la mole La mole est la quantité de matière d’un système contenant autant d’entités élémentaires qu’il y a d’atomes dans 12,000 000 g de carbone 12. La constante d’Avogadro Elle est désignée par NA = 6,022 × 1023 /mol ou 6,022 × 1023 mol-1 ! En pratique on prendra NA = 6,02 × 1023 /mol soit six cent deux mille milliards de milliards Définition de la mole d’atomes. Une mole d’atomes est un ensemble de N atomes appartenant au même élément chimique en tenant compte de l’isotopie naturelle. Exemple: une mole d’atomes de chlore 35Cl n’est composée que de ce seul type d’atomes. Une mole d’atomes de chlore (Cl) est composée de 75% d’atomes 35Cl et de 25% d’atomes 37Cl, proportion de l’isotopie naturelle. Définition de la masse molaire atomique La masse molaire atomique est la masse d’une mole d’atomes. Exemples : o Calcul de la masse molaire du carbone 12 Masse molaire atomique du carbone 12 = masse d’un atome de carbone 12 × nombre d’atomes dans 1 mol d’atomes Soit M (12C) = m (12C) × NA = 1,993.10-23 × 6,022 .1023 = 12,00 g.mol-1 o Calcul de la masse molaire M(Cl) du chlore à l’état naturel. Données : M (35Cl) = 35 g.mol-1 ; M (37Cl)= 37 g.mol-1 © PIERRON 2011 Prélever une quantité de matière (page 3) Document du professeur 3/11 Le chlore à l’état naturel se présente sous la forme d’un mélange de 75% d’atomes 35Cl et de 25% d’atomes 37Cl La masse molaire du chlore à l’état naturel correspond à la masse d’une mole d’atomes de chlore contenant 75% d’atomes de 35Cl et de 25% d’atomes de 37Cl. Ainsi M (Cl) = (0,75 × M (35Cl)) + (0,25 × M (37Cl)) = 0,75 × 35 + 0,25 × 37 = 35,5 g.mol-1 La masse molaire moléculaire d’un composé, appelée plus couramment « masse molaire » seule, est la masse d’une mole de ce composé : elle s’obtient par l’addition des masses molaires atomiques des constituants du composé. Prolongements possibles :  Histoire des sciences : Amédeo comte AVOGADRO DI QUAREGNA E CERETTO Amédeo AVOGADRO naquit à Turin en 1776. Son père, qui appartenait à la haute magistrature, lui fit faire des études de droit et il fut nommé secrétaire de préfecture à Turin. Mais il était davantage attiré par les sciences et, à 27 ans, il publia, avec son frère Felice, un mémoire intitulé « Essai analytique sur l’électricité » qui lui valut d’être nommé membre correspondant de l’Académie des Sciences de Turin. C’était un scientifique autodidacte. Il quitta l’administration pour devenir professeur de « philosophie naturelle » au lycée de Vercelli où il resta pendant quinze ans. Il envoyait des mémoires aux revues italiennes et françaises, notamment celui sur « la masse relative des molécules chimiques » qui eut beaucoup d’échos. En 1820, AVOGADRO devint professeur de physique mathématique à l’université de Turin, mais sa chaire fut supprimée au bout de trois ans à cause de changements politiques, et il se tint en dehors de l’enseignement pendant dix ans. La chaire fut alors rétablie mais attribuée au mathématicien français Augustin CAUCHY (1789-1857) qui ne l’occupa qu’un an. AVOGADRO reprit alors possession de ce poste dont il restera le titulaire jusqu’à l’âge de 75 ans. AVOGADRO fit une distinction entre atome qu’il nomme « molécule élémentaire » et molécule qu’il appelle « molécule intégrante ». Influencé par la théorie de DALTON et en corollaire aux lois de GAY-LUSSAC, l’hypothèse d’AVOGADRO indique : « Des volumes égaux de substances gazeuses à pression et à température égales, contiennent des nombres égaux de molécules. Par suite, le rapport des densités est le même que le rapport des masses des molécules ». Cette loi date de 1811 et fut énoncée indépendamment par AMPERE en 1814. D’abord controversée et mise à l’écart, l’hypothèse d’AVOGADRO devint la loi d’AVOGADRO (ou encore « loi d’AVOGADRO-AMPERE » vu la contribution d’AMPERE) et commença à être admise grâce à l’action du chimiste italien CANIZZARO (1826- 1910) et, en France, à celle de GERHARDT (1816-1856) et LAURENT (1807-1853). C’est CANIZZARO qui, en 1858, introduisit le nombre d’Avogadro NA= 6,024 x 1023, nombre d’atomes d’oxygène dans un atome-gramme d’oxygène (16,000 g). Sa connaissance conduisit à la détermination des masses moléculaires des corps gazeux. Dans le cas des solides, la loi de DULONG (1785-1838) et PETIT (1791-1820), qui date de 1819, dit que le produit de la chaleur massique (capacité calorifique par gramme) par le poids atomique est voisin de 6,2 calories par degré. Le nombre d’Avogadro a ensuite été calculé de différentes façons : d’une manière approximative par lord RAYLEIGH d’après la coloration bleue du ciel, puis par Jean PERRIN à partir du mouvement brownien de particules microscopiques en suspension dans l’eau, découvert par EINSTEIN, et finalement par l’utilisation des rayons X. AVOGADRO publia un traité en 4 volumes intitulé « Physique des corps pondérables ». En tant que président de la commission des poids et mesures, il joua un rôle très important pour l’adoption du système métrique en Italie. Il mourut en 1856 à Turin. Jean Talbot : Les éléments chimiques et les hommes. © PIERRON 2011 Prélever une quantité de matière (page 4) Document du professeur 4/11 La bouteille bleue Ce TP est aussi l’occasion de réaliser une transformation chimique à travers l’expérience de la bouteille bleue en réinvestissant les connaissances expérimentales et théoriques abordées au préalable. Cette activité n’est pas indispensable mais peut déjà sensibiliser l’élève à la transformation chimique. Aucune exploitation théorique n’est évidemment envisageable concernant la bouteille bleue au niveau de la seconde. © PIERRON 2011 Prélever une quantité de matière (page 5) Document du professeur 5/11 Objectifs : - Déterminer et prélever la masse d’une substance chimique à l’état solide à partir de la quantité de matière correspondante. - Déterminer et prélever le volume d’une substance chimique à l’état liquide à partir de la quantité de matière correspondante. ACTIVITÉ 1 : COMMENT PRÉLEVER 0,10 MOL D’UNE SUBSTANCE CHIMIQUE A L’ÉTAT SOLIDE ? 1. Questionnement La limaille de fer, la tournure uploads/Litterature/ cphy-206-prelever-une-quantite-de-matiere-fiche-professeur.pdf