Le constant d'Avogadro

Le constant d’Avogadro

Nom : Kiyo Masui et Alex Grant

Prof : Schofield

Classe : Chimie Avancée

Date: Janvier 31, 2003

Le constant d’Avagadro

Le constant d’Avogadro est simplement un numéro très important. Il est si important dans chimie que pi dans les maths, il est la conversion entre l’unité de masse atomique et le gramme. Sa valeur numérique est 602 100 000 000 000 000 000 000 ou 6,02X1023. Sa veut dire qu’il est 6,02X1023 unités de masse atomique dans chaque gramme. 1 unité de masse atomique est le même que 1/6,02X1023 g.

5,00 g X 6,02X1023 u/1g = 3,01X1024

La mole (mol) est une mesure de quantité de particules (atomes ou molécules). Il y est un constant d’Avogadro de particules dans chaque mole. Les proportions dans chimie sont mesurer dans cette méthode. Si on veut réagir deux molécules de dihydrogène avec une molécule de dioxygène, on ne peut pas. Les quantités sont trop petites pour mesurer, mais on peut réagir deux moles de dihydrogène avec une mole de dioxygène. On fait le même chose mais 6,02X1023 fois, et on utilise des quantités pas mal grand et mesurable.

3,00 mol de H2 X 6,02X1023 molécules de H2 / mol de H2 = 1,806X1024 molécules de H2

2 mol de H2 + 1 mol de O2  2 mol de H2O

Mais comment sait-on si on a 6,02X1023 molécules d’une substance? Ceci est la propriété la plus important du constant d’Avogadro. Si on a une mole d’atomes de carbone, chaque atome a une masse de 12,01 unités de masse atomique. La mole a une masse d’environ 7,23X1024 unités de masse atomique, ou convertir en grammes (devise par la constant d’Avogadro) 12,01g. La masse de chaque mole d’une substance est appeler la masse molaire, il est mesurer en g/mol et il est toujours la même que la masse atomique de l’élément.

3 mol de C X 12.01 g/mol = 36.03 g de C

6 g de Ne X 1 mol/20,18g = 0,2973 mol de Ne

Pour les composés on addition les masses atomiques des atomes dans le composé, alors l’eau (H2O) est deux fois la masse atomique de l’hydrogène, plus la masse atomique de l’oxygène, 18,02 g/mol.

CO2  1C + 2O  1(12.01g/mol) + 2(16.00g/mol)  44.01 g/mol

En utilisant ses informations et les calcules non-compliquer, on peut savoir la masse, le nombre d’atomes et la quantité en moles d’un échantillon d’une substance pure si on sait une de ces trois choses.

Exemple d’une combinaison de tous ces concepts:

On peut neutraliser l’acide chlorhydrique avec l’hydroxyde de sodium pour produire le sel de table.

HCl(aq) + NaOH(aq)  H2O(l) + NaCl(aq)

Si on a 25 g HCl quel masse de NaOH est qu’on besoin pour réagir complètement la HCl? Quel masse de NaCl est qu’on produira?

25g HCl X 1 mol/36.46g X 1 mol NaOH/1 mol HCl X 40.00g/mol = 27.43g NaOH

25g HCl X 1 mol/36.46g X 1 mol NaCl/1 mol HCl X 58.44g/mol = 40.07g NaCl

Labo

20,2g de CuCl2 réagit avec 2,7 g d’Al dans 700mL d’eau pour produire le Cu et l’AlCl3.

Vert + Argent  Brun + Claire (Cu : Brun – Al : Argent)

1. Écrire l’équation chimique de cette réaction.

2. Vérifier en utilisant la stœchiométrie, que tous les réactifs ont réagi. Comment sais-tu qu’ils ont complètement réagi?

3. Quel est le rapport des moles des deux réactifs?

4. Est-ce que c’est (le rapport) équivalant à l’équation chimique?

Réponses :

1. ½ Al + ¾ CuCl2  ¾ Cu + ½ AlCl3

2. 20,2 CuCl2 X 1 mol X 2 mol X 26,98g = 2,7 g d’Al

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