-  Changement d'échelle :

-  En chimie, le nombre d'entités (atomes, molécules, ions) manipulé est colossal.

-  La mole est l'unité de quantité de matière du Système International (SI).

-  Elle permet de regrouper les entités microscopiques en 'paquets' dénombrables à l'échelle macroscopique.

-  Définition historique & Constante d'Avogadro :

-  Une mole contient exactement autant d'entités qu'il y a d'atomes de carbone dans 12,0 g de Carbone 12 (12 C).

-  Ce nombre est fixé par la constante d'Avogadro : N_A = 6,02 × 10²³ mol⁻¹

-  Masse d'une entité chimique :

-  La masse d'une molécule ou d'un ion est égale à la somme des masses des atomes qui la/le constituent.

-  Comme la masse des électrons est négligeable devant celle des nucléons, la masse d'un atome est approximativement égale à :

-  m_atome ≈ A × m_nucléon avec m_nucléon ≈ 1,67 × 10⁻²⁷ kg.

 

 

 

 

-  💡 Astuce 1 — Pourquoi la masse molaire M (en g / mol) vaut environ A ?

-  C'est la beauté de la définition de la mole !

-  Comme :

-   N_A × m_nucléon ≈ (6,02 × 10²³) × (1,67 × 10⁻²⁷ kg) ≈ 1,005 × 10⁻³ kg

-  N_A × m_nucléon ≈ 0,0010 kg = 1,0 g,

-   La masse d'une mole d'atomes de nombre de masse A est égale à environ A gramme.

-  Exemple : Le Carbone 12 (A=12) a une masse molaire de 12 g / mol.

-  💡 Astuce 2 — Enchaîner les formules sans perdre de précision

-  Si on vous demande la quantité de matière n à partir de la masse m et de la masse d'un atome m_atome, combinez les relations directes :

-  N = m_échantillon / m_entité 

-  n = N / N_A  =>  n = m_échantillon / (N_A × m_entité)

-  Faites le calcul à la calculatrice en une seule étape pour éviter de cumuler les arrondis !

 

 

 

 

-  Exemple Type 1 : Déterminer la masse d'une molécule d'eau H₂O
Données : m (H) = 1,67 × 10⁻²⁷ kg ; m (O) = 2,67 × 10⁻²⁶ kg
Calcul :

-  m (H₂O) = 2 × m (H) + 1 × m (O)

-  m (H₂O)= 2 × (1,67 × 10⁻²⁷) + 2,67 × 10⁻²⁶

-  Résultat : m (H₂O) ≈ 3,00 × 10⁻²⁶ kg

-  Exemple Type 2 :

-  Calculer N et n pour un projectile en plomb de m = 2,5 g

-  Données : m (Pb) = 3,44 × 10⁻²² g ; N_A = 6,02 × 10²³ mol⁻¹

-  Nombre d'atomes :

-  N = m / m (Pb) = 2,5 / (3,44 × 10⁻²²)

-  N ≈ 7,3 × 10²¹ atomes

-  Quantité de matière :

-  n = N / N_A = (7,3 × 10²¹) / (6,02 × 10²³)

-  n ≈ 1,2 × 10⁻² mol (soit 0,012 mol)

 

FICHE DE RÉVISION 02 — Chapitre 05 : Quantité de matière, mole et nombre d’Avogadro

1)- Objectif :

-  Savoir passer de l’échelle microscopique, où l’on compte des atomes,

ions ou molécules, à l’échelle macroscopique du laboratoire,

où l’on mesure des masses, des volumes et des quantités de matière.

 

2)- Les notions essentielles

-  Quantité de matière : grandeur qui indique combien de moles d’entités chimiques contient un échantillon. Elle se note n et s’exprime en mol.

-  La mole :

-  Une mole est un paquet contenant toujours le même nombre d’entités chimiques :

-  6,02 × 10²³ entités.

-  Ces entités peuvent être des atomes, des molécules, des ions ou des électrons.

-  Constante d’Avogadro :

-  elle correspond au nombre d’entités contenues dans une mole :

-  N_A = 6,02 × 10²³ mol⁻¹.

-  Elle permet de relier le monde microscopique au monde macroscopique.

-  Masse molaire : masse d’une mole d’une espèce chimique.

-  Elle se note M et se lit dans la classification périodique pour les atomes.

-  Pour une molécule ou un ion polyatomique, on additionne les masses molaires atomiques de tous les atomes présents.

3)- Formules fondamentales à connaître

 

4)- Méthode rapide de résolution

-  Identifier l’espèce chimique : atome, molécule, ion ou gaz.

-  Repérer la grandeur donnée : masse m, nombre d’entités N ou volume gazeux V.

-  Choisir la bonne relation : avec N_A, avec M ou avec V_m.

-  Vérifier les unités avant de remplacer les valeurs numériques.

-  Présenter le résultat avec une unité et un nombre de chiffres cohérent.

-  Astuce : si l’énoncé donne une masse, penser à n = m / M.

-  S’il donne un nombre d’entités, penser à n = N / N_A.

-  S’il donne un volume de gaz, penser à n = V / V_m.

5)- Calculer une masse molaire

-  Masse molaire atomique : elle se lit dans la classification périodique.

-  Exemples courants : M (H) = 1,0 g·mol⁻¹, M (C) = 12,0 g·mol⁻¹, M (O) = 16,0 g·mol⁻¹,

-  M (N) = 14,0 g·mol⁻¹, M (Cl) = 35,5 g·mol⁻¹.

-  Masse molaire moléculaire : on additionne les masses molaires des atomes, en tenant compte des indices dans la formule.

-  H₂O : M (H₂O) = 2 × M (H) + M (O)

-  M (H₂O) = 2 × 1,0 + 16,0

-  M (H₂O) ≈ 18,0 g·mol⁻¹.

-  CO₂ : M (CO₂) = M (C) + 2 × M (O)

-  M (CO₂) = 12,0 + 2 × 16,0

-  M (CO₂) ≈ 44,0 g·mol⁻¹.

-  NH₃ : M (NH₃) = M (N) + 3 × M (H)

-  M (NH₃) = 14,0 + 3 × 1,0

-  M (NH₃) ≈ 17,0 g·mol⁻¹.

-  Astuce calcul :

-  un indice concerne uniquement l’atome placé juste avant lui.

-  Dans H₂SO₄, il y a 2 H, 1 S et 4 O.

6)- Pièges et erreurs à éviter

 

7)- Mini-exemples types

-  Exemple 1 :

-  Nombre d’entités :

-  une quantité n = 2,0 mol contient

-  N = n × N_A  

-  N = 2,0 × 6,02 × 10²³

-  N = 1,20 × 10²⁴ entités.

-  Exemple 2 :

-  Quantité de matière à partir d’une masse :

-  pour m = 9,0 g d’eau et M (H₂O) = 18,0 g·mol⁻¹,

-  on a

-  n = m / M

-  n = 9,0 / 18,0

-  n ≈ 0,50 mol.

-  Exemple 3 :

-  Gaz : si V = 48,0 L de gaz et V_m = 24,0 L · mol⁻¹,

-  alors

-  n = V / V_m

-  n = 48,0 / 24,0

-  n ≈ 2,00 mol.

8)-  Bilan express à mémoriser

-  À savoir par cœur :

-  Une mole contient 6,02 × 10²³ entités ;

-  N_A s’exprime en mol⁻¹ ;

-  n = N / N_A ;

-  n = m / M ;

-  Pour les gaz seulement, n = V / V_m.

-  Phrase clé :

-  la mole est l’unité qui permet de compter indirectement une très grande quantité d’entités chimiques à partir de grandeurs mesurables au laboratoire.

9)- Carte mémo express pour préparer le contrôle

 

 

-  🎯 Stratégie contrôle :

-  1. Je repère la donnée principale →

-  2. Je choisis la formule →

-    3. Je vérifie les unités →

-  4. Je calcule →

-  5. J’écris une phrase-réponse avec l’unité.

10)- Carte mentale colorée et synthétique