Introduction à l'atome

Bonjour, dans cette série de vidéos, nous allons explorer diverses facettes de l'atome.

Calcul de la masse d'un atome

• Exemple d'atome d'aluminium :

  • Masse approximée :

  • $4.51 * 10^{-26}$ kg

  • Environ $4.5 * 10^{-23}$ g

• Objectif : déterminer le nombre d'entités microscopiques (atomes) dans un échantillon d'aluminium.

Méthodologie pour trouver le nombre d'entités microscopiques

• Méthode présentée : simple, sans nouvelles connaissances

• Analogies :

  • Compter le nombre de pommes dans un panier :

  • Masse totale des pommes : 1350 g

  • Masse d'une pomme : 150 g

  • Formule de base :
    

  $n<em>{pommes} = \frac{M</em>{total}}{M_{pomme}}$

  • Calcul : $n_{pommes} = \frac{1350}{150} = 9$

Application à la règle en aluminium

• Masse totale de la règle d'aluminium : 80 g

• Masse d'un atome d'aluminium : $4.51 * 10^{-26}$ kg

• Pour trouver le nombre d'atomes :

  • Formule de calcul :
    

  $n<em>{atomes} = \frac{m</em>{règle}}{M_{atome}}$

  • Calcul : $n_{atomes} = \frac{80 \text{ g}}{4.51 * 10^{-26} \text{ kg}} = 0.8 * 10^{24}$

• Implication : nombre énorme d'atomes, nécessité de méthodes alternatives pour compter.

• Introduction à la notion de "mole" pour simplifier le comptage d'atomes.

Échelle microscopique vs. macroscopique

• Règle en aluminium (échelle macroscopique)

• Zoom sur la règle (échelle microscopique)

Compter les atomes

• Utilisation de la constante d'Avogadro :

  • Valeur : $N_{A} = 6.02 * 10^{23}$ atomes

• Concept :

  • Une mole contient $6.02 * 10^{23}$ entités (atomes, ions, molécules, etc.)

  • Connexion entre macroscopique et microscopique par la quantité de matière :

  • $n$ : quantité de matière (en moles)

  • Formule de relation :
    

  $N = n * N_{A}$

• Exemples avec la règle en aluminium :

  • Quantité : 3 moles d'atomes d'aluminium

  • Quantification des atomes :

  • Formule appliquée :
    

  $N<em>{atomes} = n * N</em>{A}$

  • Résultat : $0.8 * 10^{24}$ atomes d'aluminium dans cette règle.

Compréhension des solides ioniques

• Définition : composés ioniques contiennent toujours des cations (positifs) et des anions (négatifs)

• Écritures de formules :

  • Le composé doit respecter la neutralité électrique

  • Le nom de l'anion précède celui du cation lors de la nomination ; inverse dans la formule.

Exemples de composés ioniques

• Chlorure de calcium :

  • Ions : Chlorure $Cl^{-}$ et Calcium $Ca^{2+}$

  • Proportions : 2 anions chlorure pour 1 cation calcium

  • Formule chimique : $CaCl_{2}$

• Oxyde de fer (III) :

  • Ions : Oxyde $O^{2-}$ et Fer $Fe^{3+}$

  • Proportions : 2 ions fer pour 3 ions oxyde

  • Formule chimique : $Fe<em>{2}O</em>{3}$

• Sulfate de cuivre :

  • Ions : Sulfate $SO_{4}^{2-}$ et Cuivre $Cu^{2+}$

  • Formule chimique : $CuSO_{4}$

Masse molaire et quantité de matière

• Masse d'une règle en aluminium : 80 g, avec 3 moles d'atomes

• Masse molaire de l'hydrogène : 1 g/mole ; aluminium : 27 g/mole

Calcul de la quantité de matière

• Formule fondamentale :
  

  $n = \frac{m}{M}$

• Exemple avec le permanganate de potassium :

  • Masse : 1 g

  • Masse molaire calculée : 158 g/mole

  • Quantité de matière : $6.0 * 10^{-3}$ moles

Concentration en masse et concentration molaire

• Concentration en masse :

  • Formule de calcul :
    

  $C<em>{m} = \frac{m</em>{soluté}}{V_{solution}}$ (en g/L)

• Concentration molaire : Dépend du nombre de moles $n$ (en mol/L)

Exercice d'application

• Concentration en masse de glucose :

  • Masse = 500 mg = 0.5 g

  • Volume = 500 mL = 0.5 L

  • Calcul de concentration :
    

  $C_{m} = \frac{0.5}{0.5} = 1$ g/L

Réaction et équation chimique

• Modélisation : Réactifs (fer $Fe$ and dioxygène $O<em>{2}$) vers produit (rouille $Fe</em>{2}O_{3}$).

• Conservation : L'équation doit respecter la conservation des éléments.

• Réactif limitant : Espèce entièrement consommée. Comparaison des quantités de matière initiales pour l'identifier.

Conclusion

• L'équation chimique est un bilan de matière servant à identifier le réactif limitant par comparaison des quantités.