Script Session 1: La Matière, Ça Compte !

Introduction (5 minutes)

(Afficher la première slide du Diaporama Session 1 : "Les Briques de la Matière : La Mole, un Nombre Géant !")

Enseignant : Bonjour à toutes et à tous ! Bienvenue dans cette première séance d'une séquence dédiée à un concept absolument fondamental en chimie : la quantité de matière. Aujourd'hui, nous allons commencer par poser les bases de ce qu'est la mole et comment nous, chimistes, pouvons 'compter' des choses que nous ne pouvons même pas voir.

(Lire le texte sur la slide ou le paraphraser)

Enseignant : Imaginez que vous êtes sur une plage et que je vous demande de compter tous les grains de sable. Impossible, n'est-ce pas ? Pourquoi ? Parce qu'il y en a une quantité absolument gigantesque ! En chimie, c'est exactement la même situation. Les atomes, les molécules, les ions... sont des entités si petites et si nombreuses qu'il est impensable de les compter un par un. Comment les chimistes font-ils alors pour manipuler des quantités d'atomes ou de molécules qui aient un sens et soient utiles en laboratoire ? Je vous donne un indice : ils utilisent un outil magique... la mole ! Nous allons explorer ce concept ensemble. Pour commencer, je vous propose une petite activité d'échauffement.

Warm-up : Qu'est-ce qu'une quantité ? (5 minutes)

(Distribuer l'Activité Démarrage Session 1 ou afficher la question au tableau.)

Enseignant : Pour démarrer, je voudrais que vous répondiez en quelques mots à la question suivante : 'Si je vous dis 'une douzaine', à quelle quantité pensez-vous ? Et si je vous dis 'une paire' ? Comment ces termes nous aident-ils à gérer de grandes quantités ?' Prenez une minute pour y réfléchir individuellement, puis nous en discuterons rapidement en classe entière.

(Laisser les élèves réfléchir, puis ouvrir la discussion.)

Enseignant : Qui veut partager ses idées ? (Écouter quelques réponses). Exactement ! Une douzaine, une paire, c'est une façon de regrouper des objets pour faciliter le comptage. Eh bien, la mole, c'est la même idée, mais à une échelle beaucoup, beaucoup plus grande.

La Masse Molaire (15 minutes)

(Afficher la deuxième slide du Diaporama Session 1 : "La Douzaine d'Œufs et la Mole de Carbone")

Enseignant : Regardons cette analogie. Une douzaine d'œufs, c'est 12 œufs. Une douzaine de stylos, c'est 12 stylos. Peu importe l'objet, une douzaine, c'est toujours 12 unités. La mole fonctionne sur le même principe, c'est un 'paquet' d'entités chimiques. La seule différence, c'est que ce paquet est GÉANT, il contient un nombre fixe et immense d'entités : c'est le nombre d'Avogadro, que nous ne verrons pas en détail aujourd'hui mais que vous rencontrerez très vite.

(Continuer avec la slide sur la définition de la Masse Molaire.)

Enseignant : Le premier concept clé lié à la mole est la masse molaire, notée grand M majuscule. La masse molaire, c'est simplement la masse d'une mole de cette substance. C'est comme si je vous demandais : 'Combien pèse une douzaine d'œufs ?' ou 'Combien pèse une douzaine de stylos ?' La masse sera différente, mais la quantité (une douzaine) est la même. L'unité de la masse molaire est le gramme par mole, g/mol.

Enseignant : Mais comment la trouver ? C'est très simple ! Pour un atome, sa masse molaire se lit directement dans le tableau périodique. Regardez le Carbone (C) par exemple. Sa masse molaire est de 12.01 g/mol. Cela signifie qu'une mole d'atomes de Carbone pèse 12.01 grammes.

(Afficher la troisième slide du Diaporama Session 1 : "Calcul de la Masse Molaire Moléculaire")

Enseignant : Maintenant, si nous avons une molécule, comme l'eau (H₂O), comment fait-on ? C'est tout aussi simple ! On additionne les masses molaires de tous les atomes qui composent la molécule, en faisant bien attention au nombre d'atomes de chaque type. Dans H₂O, nous avons deux atomes d'Hydrogène et un atome d'Oxygène. Je vous donne les masses molaires atomiques : M(H) = 1.01 g/mol et M(O) = 16.00 g/mol.

Enseignant : Pour H₂O, le calcul est donc : M(H₂O) = 2 × M(H) + 1 × M(O). On remplace par les valeurs et on obtient 18.02 g/mol. C'est la masse d'une mole de molécules d'eau.

La Quantité de Matière (n) (15 minutes)

(Afficher la quatrième slide du Diaporama Session 1 : "La Quantité de Matière (n)")

Enseignant : Une fois que nous maîtrisons la masse molaire, nous pouvons enfin déterminer la quantité de matière, que l'on note petit 'n'. C'est le nombre de moles, le nombre de ces 'paquets' d'entités chimiques, que nous avons dans un échantillon donné. L'unité de la quantité de matière est bien sûr la mole (mol).

Enseignant : Et voici la formule magique qui relie tout ça : n = m / M. Retenez-la bien, elle sera votre meilleure amie en chimie ! n est la quantité de matière en mol, m est la masse de l'échantillon en grammes, et M est la masse molaire de l'espèce en g/mol.

Enseignant : Reprenons l'exemple de l'eau. Si j'ai 36.04 grammes d'eau, et que je sais que la masse molaire de l'eau est de 18.02 g/mol, combien de moles d'eau ai-je ? n = 36.04 / 18.02 = 2 mol. J'ai 2 moles d'eau !

Exercice d'Application (10 minutes)

(Afficher la cinquième slide du Diaporama Session 1 : "À vous de jouer !")

Enseignant : À présent, c'est à vous de pratiquer ! J'ai préparé une Fiche d'Exercices 1 pour vous. Prenons le premier exercice ensemble, celui sur le chlorure de sodium (NaCl). Vous avez 58.5 g de sel de table. Je vous donne les masses molaires atomiques de Na et Cl. Calculez d'abord la masse molaire de NaCl, puis la quantité de matière de NaCl dans cet échantillon. Vous avez 5-7 minutes pour le faire. N'hésitez pas à poser des questions.

(Les élèves travaillent sur la Fiche d'Exercices 1. Circuler dans la classe pour aider les élèves. Après quelques minutes, proposer une correction collective.)

Enseignant : Qui veut nous donner la masse molaire de NaCl ? Et la quantité de matière ? (Guider la correction en utilisant les réponses des élèves et en complétant si nécessaire. La correction est également disponible dans le Corrigé Fiche 1.)

Bilan et Annonce de la Prochaine Séance (5 minutes)

(Afficher la dernière slide du Diaporama Session 1 : "Bilan de la Séance 1")

Enseignant : Très bien ! Récapitulons ce que nous avons vu aujourd'hui. Nous avons découvert la masse molaire, comment la calculer pour des atomes et des molécules, et comment utiliser la formule n = m / M pour trouver la quantité de matière. Ce sont des outils essentiels en chimie !

(Distribuer le Billet de Sortie Session 1.)

Enseignant : Avant de partir, veuillez compléter ce petit billet de sortie qui me permettra de voir ce que vous avez retenu. Pour la prochaine séance, nous allons explorer comment la quantité de matière s'applique aux gaz et comment nous pouvons déterminer la quantité de matière dans des mélanges. Préparez-vous à prendre de la hauteur ! Je vous souhaite une excellente fin de journée et à très bientôt !

Activité Démarrage : Compter les Choses Géantes

Consignes : Répondez en quelques mots à la question suivante.

Question :

Si je vous dis "une douzaine", à quelle quantité pensez-vous ?

Et si je vous dis "une paire" ?

Comment ces termes nous aident-ils à gérer de grandes quantités ou à simplifier le comptage ?

Fiche d'Exercices 1: Masse Molaire et Quantité de Matière

Consignes : Répondez aux questions ci-dessous en utilisant les informations données et le tableau périodique si nécessaire.

Exercice 1: Masses Molaires Atomiques

En utilisant le tableau périodique (vous pouvez arrondir à deux décimales), donnez la masse molaire des éléments suivants :

1. Hydrogène (H) : M(H) =
   
   
   
2. Oxygène (O) : M(O) =
   
   
   
3. Azote (N) : M(N) =
   
   
   
4. Soufre (S) : M(S) =
   
   
   
5. Fer (Fe) : M(Fe) =
   
   
   

Exercice 2: Masses Molaires Moléculaires

Calculez la masse molaire des composés suivants :

(Données : M(H) = 1.01 g/mol, M(C) = 12.01 g/mol, M(O) = 16.00 g/mol, M(N) = 14.01 g/mol, M(Na) = 22.99 g/mol, M(Cl) = 35.45 g/mol, M(S) = 32.07 g/mol)

1. Dioxygène (O₂)
   
   
   
   
   
2. Méthane (CH₄)
   
   
   
   
   
3. Dioxyde de carbone (CO₂)
   
   
   
   
   
4. Ammoniac (NH₃)
   
   
   
   
   
5. Acide sulfurique (H₂SO₄)
   
   
   
   
   
   
   
   

Exercice 3: Calcul de Quantité de Matière (n = m / M)

Calculez la quantité de matière (en moles) présente dans les échantillons suivants :

1. 54.0 g d'eau (H₂O). (M(H₂O) = 18.02 g/mol)
   
   
   
   
   
2. 24.02 g de carbone (C). (M(C) = 12.01 g/mol)
   
   
   
   
   
3. 117.0 g de chlorure de sodium (NaCl). (M(NaCl) = 58.44 g/mol)
   
   
   
   
   
4. 88.0 g de dioxyde de carbone (CO₂). (Utilisez votre calcul de l'Exercice 2 pour M(CO₂)).
   
   
   
   
   
   
   
5. 68.04 g d'ammoniac (NH₃). (Utilisez votre calcul de l'Exercice 2 pour M(NH₃)).
   
   
   
   
   
   
   

Corrigé Fiche d'Exercices 1: Masse Molaire et Quantité de Matière

Exercice 1: Masses Molaires Atomiques

1. Hydrogène (H) : M(H) = 1.01 g/mol
2. Oxygène (O) : M(O) = 16.00 g/mol
3. Azote (N) : M(N) = 14.01 g/mol
4. Soufre (S) : M(S) = 32.07 g/mol
5. Fer (Fe) : M(Fe) = 55.85 g/mol

Exercice 2: Masses Molaires Moléculaires

(Données : M(H) = 1.01 g/mol, M(C) = 12.01 g/mol, M(O) = 16.00 g/mol, M(N) = 14.01 g/mol, M(Na) = 22.99 g/mol, M(Cl) = 35.45 g/mol, M(S) = 32.07 g/mol)

1. Dioxygène (O₂)

   • M(O₂) = 2 × M(O) = 2 × 16.00 = 32.00 g/mol

2. Méthane (CH₄)

   • M(CH₄) = M(C) + 4 × M(H) = 12.01 + 4 × 1.01 = 12.01 + 4.04 = 16.05 g/mol

3. Dioxyde de carbone (CO₂)

   • M(CO₂) = M(C) + 2 × M(O) = 12.01 + 2 × 16.00 = 12.01 + 32.00 = 44.01 g/mol

4. Ammoniac (NH₃)

   • M(NH₃) = M(N) + 3 × M(H) = 14.01 + 3 × 1.01 = 14.01 + 3.03 = 17.04 g/mol

5. Acide sulfurique (H₂SO₄)

   • M(H₂SO₄) = 2 × M(H) + M(S) + 4 × M(O) = 2 × 1.01 + 32.07 + 4 × 16.00 = 2.02 + 32.07 + 64.00 = 98.09 g/mol

Exercice 3: Calcul de Quantité de Matière (n = m / M)

1. 54.0 g d'eau (H₂O). (M(H₂O) = 18.02 g/mol)

   • n(H₂O) = m / M = 54.0 g / 18.02 g/mol ≈ 2.997 mol ≈ 3.00 mol

2. 24.02 g de carbone (C). (M(C) = 12.01 g/mol)

   • n(C) = m / M = 24.02 g / 12.01 g/mol = 2.00 mol

3. 117.0 g de chlorure de sodium (NaCl). (M(NaCl) = 58.44 g/mol)

   • n(NaCl) = m / M = 117.0 g / 58.44 g/mol ≈ 2.002 mol ≈ 2.00 mol

4. 88.0 g de dioxyde de carbone (CO₂). (M(CO₂) = 44.01 g/mol)

   • n(CO₂) = m / M = 88.0 g / 44.01 g/mol ≈ 1.9995 mol ≈ 2.00 mol

5. 68.04 g d'ammoniac (NH₃). (M(NH₃) = 17.04 g/mol)

   • n(NH₃) = m / M = 68.04 g / 17.04 g/mol = 4.00 mol

Billet de Sortie : Masse Molaire et Quantité de Matière

Consignes : Répondez brièvement aux questions suivantes pour faire le bilan de la séance.

1. Quels sont les deux nouveaux termes que vous avez appris aujourd'hui ?
   
   
   

2. Quelle est la formule principale qui vous permet de calculer la quantité de matière ? (Écrivez la formule et identifiez chaque lettre)
   
   
   
   
   

3. Expliquez en une phrase à quoi sert le concept de masse molaire.
   
   
   
   
   

Script Session 2: Le Souffle des Gaz et les Mélanges

Introduction et Rappel (5 minutes)

(Afficher la première slide du Diaporama Session 2 : "Le Souffle des Gaz et les Mélanges")

Enseignant : Bonjour à toutes et à tous ! J'espère que vous avez bien retenu les concepts de masse molaire et de quantité de matière de la dernière fois. Rappelez-vous la formule clé : n = m / M.

Enseignant : Aujourd'hui, nous allons aborder une question un peu délicate : comment déterminer la quantité de matière d'un gaz ? Vous avez essayé de peser de l'air récemment ? Pas évident, n'est-ce pas ? Les gaz sont légers, diffus et difficiles à contenir précisément pour une pesée. Pourtant, en chimie, on a souvent besoin de connaître la quantité de matière d'un gaz. Alors, comment faisons-nous ?

(Laisser un court instant pour la réflexion.)

Enseignant : Nous allons découvrir un nouvel outil. De plus, nous verrons comment s'y prendre quand on a plusieurs substances mélangées. En résumé, cette séance sera consacrée au volume molaire des gaz et aux calculs de quantité de matière dans les mélanges. Prêts pour l'aventure gazeuse ?

Warm-up : Les difficultés de peser un gaz (5 minutes)

(Distribuer l'Activité Démarrage Session 2 ou afficher la question au tableau.)

Enseignant : Pour commencer, j'aimerais que vous réfléchissiez à ceci : 'Pourquoi est-il plus difficile de déterminer la quantité de matière d'un gaz en le pesant que celle d'un solide ou d'un liquide ? Quelle grandeur physique, facile à mesurer pour un gaz, pourrait être utile à la place de la masse ?' Prenez un instant pour noter vos idées.

(Laisser les élèves réfléchir, puis discuter.)

Enseignant : Effectivement, la faible masse des gaz et leur tendance à s'échapper rendent la pesée compliquée. La grandeur physique qui nous vient à l'esprit pour un gaz, c'est bien son volume ! Et c'est exactement ce que nous allons exploiter avec le concept de volume molaire.

Le Volume Molaire des Gaz (15 minutes)

(Afficher la deuxième slide du Diaporama Session 2 : "Le Volume Molaire des Gaz (Vm)")

Enseignant : Mesdames et Messieurs, je vous présente le volume molaire, noté Vm. C'est un concept fondamental pour les gaz. Le volume molaire, c'est le volume occupé par une mole de n'importe quel gaz, à condition que la température et la pression soient les mêmes. Son unité est le litre par mole (L/mol).

Enseignant : Ce qui est absolument fascinant, c'est que, dans des conditions données de température et de pression, une mole de n'importe quel gaz occupe le même volume. Que ce soit du dioxygène, de l'hélium, du dioxyde de carbone... si vous avez une mole de chacun, ils occuperont le même espace ! C'est une loi découverte par Amedeo Avogadro.

Enseignant : Nous avons deux jeux de conditions qui reviennent souvent :

• Les Conditions Normales de Température et de Pression (C.N.T.P.) : 0°C et 1 atmosphère. Dans ces conditions, le volume molaire est d'environ 22.4 L/mol.
• Les conditions ambiantes (souvent 20°C et 1 atmosphère) : le volume molaire est d'environ 24.0 L/mol.

Enseignant : Il est crucial de faire attention aux conditions de température et de pression pour choisir la bonne valeur de Vm !

(Afficher la troisième slide du Diaporama Session 2 : "Quantité de Matière d'un Gaz : La Nouvelle Formule !")

Enseignant : Maintenant que nous connaissons Vm, voici la nouvelle formule magique pour calculer la quantité de matière d'un gaz : n = V / Vm. Où 'n' est la quantité de matière en moles, 'V' est le volume du gaz en litres, et 'Vm' est le volume molaire en L/mol.

Enseignant : Prenons un exemple : si j'ai 44.8 L de dioxygène à C.N.T.P., combien de moles ai-je ? n(O₂) = 44.8 L / 22.4 L/mol = 2 mol. C'est beaucoup plus simple que de devoir peser ce gaz !

Les Mélanges (15 minutes)

(Afficher la quatrième slide du Diaporama Session 2 : "Les Mélanges : Plus d'une Espèce en Jeu !")

Enseignant : Jusqu'à présent, nous avons surtout parlé de corps purs. Mais en chimie, on travaille très souvent avec des mélanges. L'air que nous respirons en est un excellent exemple ! Il est composé de dioxygène, d'azote, d'argon, etc.

Enseignant : Pour les mélanges gazeux, il y a une particularité très utile : la composition est souvent donnée en pourcentage de volume. Et grâce à ce que nous venons de voir sur le volume molaire, on sait que le pourcentage en volume est directement égal au pourcentage en quantité de matière (en moles) ! C'est une règle d'or pour les gaz.

Enseignant : Par exemple, l'air contient environ 21% de dioxygène en volume. Cela veut dire que si vous prenez 100 moles d'air, vous avez 21 moles de dioxygène. Donc, si vous connaissez la quantité de matière totale du mélange gazeux, vous pouvez facilement trouver la quantité de matière de chaque composant.

(Afficher la cinquième slide du Diaporama Session 2 : "Mélanges Solides et Liquides")

Enseignant : Mais attention ! Cette belle simplicité ne s'applique pas aux mélanges solides et liquides. Pour eux, la composition est généralement donnée en pourcentage massique.

Enseignant : Regardons l'exemple d'un alliage comme le laiton, un mélange de cuivre et de zinc. Si j'ai 100 grammes de laiton qui contient 60% de cuivre en masse, cela signifie que j'ai 60 grammes de cuivre et 40 grammes de zinc. Pour trouver la quantité de matière de chaque métal, il faudra d'abord calculer sa masse respective, puis utiliser notre bonne vieille formule : n = m / M, en utilisant la masse molaire de chaque métal.

Enseignant : La différence est fondamentale ici : le pourcentage massique n'est PAS égal au pourcentage molaire pour les solides et liquides. Il faut faire les deux étapes de calcul !

Exercices d'Application (10 minutes)

(Afficher la sixième slide du Diaporama Session 2 : "Exercices d'Application")

Enseignant : Le moment est venu de mettre ces nouvelles connaissances en pratique ! J'ai préparé une Fiche d'Exercices 2 pour vous. Concentrons-nous sur les deux premiers exercices. Le premier concerne un gaz dans un ballon, le second un mélange solide.

(Les élèves travaillent sur la Fiche d'Exercices 2. Circuler dans la classe pour les aider. Après quelques minutes, proposer une correction collective.)

Enseignant : Qui veut partager sa réponse pour l'exercice sur le dioxygène ? Et pour le mélange de sucre et de sel ? (Guider la correction en utilisant les réponses des élèves et en complétant si nécessaire. La correction est également disponible dans le Corrigé Fiche 2.)

Bilan et Annonce de la Prochaine Séance (5 minutes)

(Afficher la dernière slide du Diaporama Session 2 : "Bilan de la Séance 2")

Enseignant : Excellent travail aujourd'hui ! Nous avons ajouté deux outils importants à notre arsenal de chimiste : le volume molaire pour les gaz et la méthode pour calculer les quantités de matière dans les mélanges. Rappelez-vous bien la différence de traitement entre les mélanges gazeux et les mélanges solides/liquides.

(Distribuer le Billet de Sortie Session 2.)

Enseignant : Pour conclure cette séance, veuillez remplir ce billet de sortie. Pour notre prochaine rencontre, nous allons plonger dans le monde fascinant des solutions et des concentrations. Préparez-vous à la dissolution ! Je vous souhaite une excellente fin de journée et à très bientôt !

Activité Démarrage : Les Gaz, un Défi de Mesure

Consignes : Répondez en quelques mots à la question suivante.

Question :

Pourquoi est-il plus difficile de déterminer la quantité de matière d'un gaz en le pesant que celle d'un solide ou d'un liquide ?

Quelle grandeur physique, facile à mesurer pour un gaz, pourrait être utile à la place de la masse ?

Fiche d'Exercices 2: Volume Molaire et Mélanges

Consignes : Répondez aux questions ci-dessous en utilisant les informations données. Rappel : Vm (C.N.T.P.) = 22.4 L/mol ; Vm (20°C, 1 atm) = 24.0 L/mol.

Exercice 1: Quantité de Matière d'un Gaz

1. Un réservoir contient 50 L de diazote (N₂) à C.N.T.P. Quelle est la quantité de matière de diazote présente ?
   
   
   
   
   

2. Un laboratoire utilise 12.0 L de dioxyde de carbone (CO₂) pour une expérience. Sachant que la température est de 20°C et la pression de 1 atm, quelle quantité de matière de CO₂ cela représente-t-il ?
   
   
   
   
   

3. Vous avez 0.5 mol de dihydrogène (H₂) à C.N.T.P. Quel volume occupe ce gaz ?
   
   
   
   
   

Exercice 2: Mélange Gazeux

L'air expiré contient environ 4.0% de dioxyde de carbone (CO₂) en volume. Si vous expirez un volume total de 500 mL d'air à 20°C et 1 atm :

1. Déterminez le volume de CO₂ expiré.
   
   
   
   
   

2. Calculez la quantité de matière de CO₂ expiré.
   
   
   
   
   

Exercice 3: Mélange Solide

Un bijou en or 18 carats a une masse de 10.0 g. L'or 18 carats est un alliage qui contient 75% d'or (Au) en masse et 25% de cuivre (Cu) en masse.

(Données : M(Au) = 196.97 g/mol ; M(Cu) = 63.55 g/mol)

1. Calculez la masse d'or et la masse de cuivre dans ce bijou.
   
   
   
   
   

2. Déterminez la quantité de matière d'or et la quantité de matière de cuivre présentes dans le bijou.
   
   
   
   
   
   
   
   
   
   
   

Corrigé Fiche d'Exercices 2: Volume Molaire et Mélanges

Rappel : Vm (C.N.T.P.) = 22.4 L/mol ; Vm (20°C, 1 atm) = 24.0 L/mol.

Exercice 1: Quantité de Matière d'un Gaz

1. Un réservoir contient 50 L de diazote (N₂) à C.N.T.P. Quelle est la quantité de matière de diazote présente ?

   • Conditions : C.N.T.P. donc Vm = 22.4 L/mol.
   • n(N₂) = V / Vm = 50 L / 22.4 L/mol ≈ 2.23 mol

2. Un laboratoire utilise 12.0 L de dioxyde de carbone (CO₂) pour une expérience. Sachant que la température est de 20°C et la pression de 1 atm, quelle quantité de matière de CO₂ cela représente-t-il ?

   • Conditions : 20°C et 1 atm donc Vm = 24.0 L/mol.
   • n(CO₂) = V / Vm = 12.0 L / 24.0 L/mol = 0.500 mol

3. Vous avez 0.5 mol de dihydrogène (H₂) à C.N.T.P. Quel volume occupe ce gaz ?

   • Conditions : C.N.T.P. donc Vm = 22.4 L/mol.
   • V(H₂) = n × Vm = 0.5 mol × 22.4 L/mol = 11.2 L

Exercice 2: Mélange Gazeux

L'air expiré contient environ 4.0% de dioxyde de carbone (CO₂) en volume. Si vous expirez un volume total de 500 mL d'air à 20°C et 1 atm :

1. Déterminez le volume de CO₂ expiré.

   • Volume total = 500 mL = 0.500 L
   • % volume de CO₂ = 4.0%
   • V(CO₂) = V_total × (%CO₂ / 100) = 0.500 L × (4.0 / 100) = 0.020 L (ou 20 mL)

2. Calculez la quantité de matière de CO₂ expiré.

   • Conditions : 20°C et 1 atm donc Vm = 24.0 L/mol.
   • n(CO₂) = V(CO₂) / Vm = 0.020 L / 24.0 L/mol ≈ 0.00083 mol (ou 0.83 mmol)

Exercice 3: Mélange Solide

Un bijou en or 18 carats a une masse de 10.0 g. L'or 18 carats est un alliage qui contient 75% d'or (Au) en masse et 25% de cuivre (Cu) en masse.

(Données : M(Au) = 196.97 g/mol ; M(Cu) = 63.55 g/mol)

1. Calculez la masse d'or et la masse de cuivre dans ce bijou.

   • Masse totale du bijou = 10.0 g
   • Masse d'or (m_Au) = 10.0 g × (75 / 100) = 7.5 g
   • Masse de cuivre (m_Cu) = 10.0 g × (25 / 100) = 2.5 g

2. Déterminez la quantité de matière d'or et la quantité de matière de cuivre présentes dans le bijou.

   • Quantité de matière d'or (n_Au) = m_Au / M(Au) = 7.5 g / 196.97 g/mol ≈ 0.038 mol
   • Quantité de matière de cuivre (n_Cu) = m_Cu / M(Cu) = 2.5 g / 63.55 g/mol ≈ 0.039 mol

Billet de Sortie : Volume Molaire et Mélanges

Consignes : Répondez brièvement aux questions suivantes pour faire le bilan de la séance.

1. Quand utilise-t-on la formule n = V / Vm ? (Pour quel type de substance et dans quelles conditions ?)
   
   
   
   
   

2. Quelle est la différence majeure entre le calcul de quantité de matière dans un mélange gazeux et un mélange solide/liquide, en termes de pourcentages ?
   
   
   
   
   
   
   

3. Donnez une valeur approximative du volume molaire d'un gaz à 20°C et 1 atm.
   
   
   

Script Session 3: Plongée dans les Solutions : Concentrations !

Introduction et Rappel (5 minutes)

(Afficher la première slide du Diaporama Session 3 : "Plongée dans les Solutions : Concentrations !")

Enseignant : Bonjour à toutes et à tous ! Nous avons déjà exploré la masse molaire, la quantité de matière à partir de la masse, et même la quantité de matière des gaz. Aujourd'hui, nous allons nous intéresser à un domaine très courant en chimie : les solutions. Prenez votre café du matin ou votre boisson préférée. Qu'y a-t-il dedans ? Souvent, du sucre, des arômes... dissous dans de l'eau. Comment décrit-on la quantité de sucre dans ce café, ou la quantité de sel dans une solution saline ?

(Laisser un court temps de réflexion.)

Enseignant : Il ne s'agit pas seulement de la masse totale, ni du volume total. Ce qui nous intéresse, c'est la proportion de la substance dissoute par rapport au volume total du liquide. C'est là que le concept de concentration entre en jeu ! Aujourd'hui, nous allons découvrir deux types de concentrations : la concentration en masse et la concentration en quantité de matière. Prêts pour un voyage concentré ?

Warm-up : Le Sucre dans le Café (5 minutes)

(Distribuer l'Activité Démarrage Session 3 ou afficher la question au tableau.)

Enseignant : Pour commencer, je vous demande : 'Si vous mettez une cuillère de sucre dans votre café, puis deux cuillères dans le même volume, qu'est-ce qui change ? Comment décririez-vous le café après ? Quel mot utiliseriez-vous pour décrire cette différence ?'

(Laisser les élèves réfléchir, puis discuter.)

Enseignant : Oui, vous diriez que le café est plus 'sucré' ou plus 'concentré'. Exactement ! Le mot 'concentré' est celui qui nous intéresse. Aujourd'hui, nous allons quantifier cette idée de 'sucré' ou 'salé' en utilisant des outils de chimie.

La Concentration en Masse (Cm) (15 minutes)

(Afficher la deuxième slide du Diaporama Session 3 : "Qu'est-ce qu'une Solution ? La Concentration en Masse (Cm)")

Enseignant : Avant de parler de concentration, définissons ce qu'est une solution. Une solution est un mélange homogène, c'est-à-dire un mélange où l'on ne distingue pas les différents composants à l'œil nu. Elle est constituée d'un solvant, qui est la substance majoritaire (souvent l'eau en chimie), et d'un ou plusieurs solutés, qui sont les substances que l'on dissout (par exemple, le sel, le sucre).

Enseignant : La première façon de quantifier la concentration est la concentration en masse, notée Cm. C'est très intuitif : c'est la masse de soluté que l'on a dissous par litre de solution. La formule est simple : Cm = m_soluté / V_solution. L'unité naturelle est le gramme par litre (g/L).

Enseignant : Prenons un exemple. Si je dissous 10 g de sucre dans 100 mL d'eau, et que le volume final de la solution est de 100 mL. Pour calculer la Cm, je dois d'abord convertir le volume en litres : 100 mL = 0.100 L. Ensuite, Cm = 10 g / 0.100 L = 100 g/L. Cela signifie que chaque litre de ma solution contient 100 grammes de sucre.

La Concentration en Quantité de Matière (C) (15 minutes)

(Afficher la troisième slide du Diaporama Session 3 : "La Concentration en Quantité de Matière (C ou [X])")

Enseignant : La concentration en masse est utile, mais en chimie, on travaille beaucoup avec la quantité de matière, la mole. C'est pourquoi il existe une deuxième concentration, encore plus utilisée : la concentration en quantité de matière, souvent appelée concentration molaire. Elle est notée C, ou parfois [Soluté] quand on parle de la concentration d'une espèce spécifique. Sa définition est : la quantité de matière (en moles) de soluté dissoute par litre de solution. La formule est donc : C = n_soluté / V_solution. Son unité est la mole par litre (mol/L), aussi appelée Molaire (M).

Enseignant : Il y a un lien direct entre la concentration en masse et la concentration molaire. Nous savons que la quantité de matière (n) est égale à la masse (m) divisée par la masse molaire (M). Donc, si je remplace n par (m/M) dans la formule de C, j'obtiens : C = (m_soluté / M_soluté) / V_solution. Et comme Cm = m_soluté / V_solution, on peut dire que C = Cm / M_soluté. C'est une relation très importante !

Enseignant : Reprenons notre solution de sucre à 100 g/L. Si la masse molaire du sucre (saccharose C₁₂H₂₂O₁₁) est de 342.3 g/mol. Alors, C = 100 g/L / 342.3 g/mol ≈ 0.292 mol/L. On a une concentration molaire d'environ 0.292 M.

Exercice d'Application (10 minutes)

(Afficher la quatrième slide du Diaporama Session 3 : "Exercice d'Application : Concentrez-vous !")

Enseignant : Passons à un exercice pratique pour consolider ces notions. Vous avez une Fiche d'Exercices 3. Prenons le premier exercice sur le chlorure de sodium. Vous avez 5.85 g de NaCl dissous dans 500 mL de solution. Je vous donne la masse molaire de NaCl. Je vous demande de calculer la concentration en masse, puis la quantité de matière, et enfin la concentration en quantité de matière. Prenez le temps de bien faire les conversions d'unités ! Vous avez environ 7-8 minutes.

(Les élèves travaillent sur la Fiche d'Exercices 3. Circuler dans la classe pour aider et vérifier les calculs. Après le temps imparti, proposer une correction collective.)

Enseignant : Qui veut nous donner la concentration en masse ? Puis la quantité de matière ? Et enfin la concentration molaire ? (Guider la correction, insister sur la méthode et les unités. Le Corrigé Fiche 3 est disponible.)

Bilan et Annonce de la Prochaine Séance (5 minutes)

(Afficher la dernière slide du Diaporama Session 3 : "Bilan de la Séance 3")

Enseignant : Bravo pour votre travail sur les concentrations aujourd'hui ! Vous avez maintenant les outils pour décrire la composition de n'importe quelle solution. Nous avons distingué la concentration en masse (g/L) et la concentration en quantité de matière (mol/L), et appris à passer de l'une à l'autre.

(Distribuer le Billet de Sortie Session 3.)

Enseignant : Pour le billet de sortie, un petit récapitulatif sur les formules et les définitions. La prochaine et dernière séance sera très visuelle et fascinante : nous allons parler de la couleur des solutions et de la façon dont nous pouvons l'utiliser pour déterminer des concentrations. Préparez vos lunettes de soleil ! À très bientôt !

Activité Démarrage : Le Goût du Concentré

Consignes : Répondez en quelques mots à la question suivante.

Question :

Si vous mettez une cuillère de sucre dans votre café, puis deux cuillères dans le même volume de café, qu'est-ce qui change ?

Comment décririez-vous le café après avoir ajouté deux cuillères par rapport à une seule ? Quel mot utiliseriez-vous pour décrire cette différence ?

Fiche d'Exercices 3: Solutions et Concentrations

Consignes : Répondez aux questions ci-dessous en calculant les différentes concentrations.

Exercice 1: Concentration en masse et molaire

On prépare une solution en dissolvant 14.61 g de chlorure de sodium (NaCl) dans 250 mL d'eau. Le volume final de la solution est de 250 mL.

(Données : M(Na) = 22.99 g/mol ; M(Cl) = 35.45 g/mol)

1. Calculez la masse molaire de NaCl.
   
   
   
   
   

2. Calculez la concentration en masse (Cm) de NaCl dans cette solution.
   
   
   
   
   

3. Calculez la quantité de matière (n) de NaCl dissoute.
   
   
   
   
   

4. Calculez la concentration en quantité de matière (C) de NaCl dans cette solution.
   
   
   
   
   
   
   

Exercice 2: Préparation de solution et dilution

Vous disposez d'une solution mère de glucose (C₆H₁₂O₆) de concentration C_mère = 0.50 mol/L. Vous souhaitez préparer 100 mL d'une solution fille de concentration C_fille = 0.10 mol/L.

(Données : M(C) = 12.01 g/mol ; M(H) = 1.01 g/mol ; M(O) = 16.00 g/mol)

1. Calculez la masse molaire du glucose.
   
   
   
   
   

2. Quelle quantité de matière de glucose doit contenir la solution fille ?
   
   
   
   
   

3. Quel volume de solution mère devez-vous prélever ?
   
   
   
   
   

4. Quelle serait la concentration en masse (Cm) de la solution fille ?
   
   
   
   
   
   
   

Exercice 3: Application pratique

Une bouteille d'eau minérale indique une teneur en ions calcium (Ca²⁺) de 120 mg/L.

(Donnée : M(Ca) = 40.08 g/mol)

1. Exprimez cette concentration en masse en g/L.
   
   
   

2. Calculez la concentration en quantité de matière (molaire) des ions Ca²⁺ dans cette eau.
   
   
   
   
   
   
   

Corrigé Fiche d'Exercices 3: Solutions et Concentrations

Exercice 1: Concentration en masse et molaire

On prépare une solution en dissolvant 14.61 g de chlorure de sodium (NaCl) dans 250 mL d'eau. Le volume final de la solution est de 250 mL.

(Données : M(Na) = 22.99 g/mol ; M(Cl) = 35.45 g/mol)

1. Calculez la masse molaire de NaCl.

   • M(NaCl) = M(Na) + M(Cl) = 22.99 + 35.45 = 58.44 g/mol

2. Calculez la concentration en masse (Cm) de NaCl dans cette solution.

   • m_soluté = 14.61 g
   • V_solution = 250 mL = 0.250 L
   • Cm = m_soluté / V_solution = 14.61 g / 0.250 L = 58.44 g/L

3. Calculez la quantité de matière (n) de NaCl dissoute.

   • n = m_soluté / M(NaCl) = 14.61 g / 58.44 g/mol = 0.250 mol

4. Calculez la concentration en quantité de matière (C) de NaCl dans cette solution.

   • C = n_soluté / V_solution = 0.250 mol / 0.250 L = 1.00 mol/L (ou 1.00 M)
   • Vérification par C = Cm / M = 58.44 g/L / 58.44 g/mol = 1.00 mol/L. Le résultat est cohérent.

Exercice 2: Préparation de solution et dilution

Vous disposez d'une solution mère de glucose (C₆H₁₂O₆) de concentration C_mère = 0.50 mol/L. Vous souhaitez préparer 100 mL d'une solution fille de concentration C_fille = 0.10 mol/L.

(Données : M(C) = 12.01 g/mol ; M(H) = 1.01 g/mol ; M(O) = 16.00 g/mol)

1. Calculez la masse molaire du glucose.

   • M(C₆H₁₂O₆) = 6 × M(C) + 12 × M(H) + 6 × M(O)
   • M(C₆H₁₂O₆) = 6 × 12.01 + 12 × 1.01 + 6 × 16.00
   • M(C₆H₁₂O₆) = 72.06 + 12.12 + 96.00 = 180.18 g/mol

2. Quelle quantité de matière de glucose doit contenir la solution fille ?

   • n_fille = C_fille × V_fille = 0.10 mol/L × 0.100 L = 0.010 mol

3. Quel volume de solution mère devez-vous prélever ?

   • Lors d'une dilution, la quantité de matière de soluté se conserve : n_mère = n_fille.
   • C_mère × V_mère = C_fille × V_fille
   • V_mère = (C_fille × V_fille) / C_mère = (0.10 mol/L × 0.100 L) / 0.50 mol/L = 0.020 L (ou 20 mL)

4. Quelle serait la concentration en masse (Cm) de la solution fille ?

   • Cm_fille = C_fille × M(glucose) = 0.10 mol/L × 180.18 g/mol = 18.018 g/L (environ 18.0 g/L)

Exercice 3: Application pratique

Une bouteille d'eau minérale indique une teneur en ions calcium (Ca²⁺) de 120 mg/L.

(Donnée : M(Ca) = 40.08 g/mol)

1. Exprimez cette concentration en masse en g/L.

   • 120 mg = 0.120 g
   • Cm(Ca²⁺) = 0.120 g/L

2. Calculez la concentration en quantité de matière (molaire) des ions Ca²⁺ dans cette eau.

   • C(Ca²⁺) = Cm(Ca²⁺) / M(Ca)
   • C(Ca²⁺) = 0.120 g/L / 40.08 g/mol ≈ 0.00299 mol/L (environ 3.00 × 10⁻³ mol/L)

Billet de Sortie : Solutions et Concentrations

Consignes : Répondez brièvement aux questions suivantes pour faire le bilan de la séance.

1. Quelle est la différence entre un solvant et un soluté ?
   
   
   

2. Écrivez la formule de la concentration en quantité de matière et indiquez les unités de chaque terme.
   
   
   
   
   

3. Si une solution est très colorée, est-elle généralement très concentrée ou peu concentrée ?