Fiche de révision : Quantité de matière et mole

📋 Plan du Cours

1. Compter les entités microscopiques
2. La mole et le nombre d’Avogadro
3. Calculer une quantité de matière
4. Masse molaire et calcul direct
5. Prélever des liquides purs

📖 1. Compter les entités microscopiques

★ À maîtriser

📐 Formule - Le nombre total d’entités dans un échantillon est égal à la masse totale divisée par la masse d’une entité : $N_{tot} = \frac{m_{tot}}{m_{entité}}$.

• Dans les échantillons étudiés, 0,41 g de carbone, 6,16 g de glucose et 11,71 g de saccharose contiennent chacun environ 2,06 × 10²² entités chimiques.

Compléments

• Les masses d’un atome sont mC = 1,99 × 10⁻²³ g, mH = 1,66 × 10⁻²⁴ g et mO = 2,66 × 10⁻²³ g.

• Les molécules des échantillons 2 et 3 sont en même nombre, mais une molécule de saccharose est presque deux fois plus lourde qu’une molécule de glucose, ce qui rend l’échantillon de saccharose plus lourd.

• Les molécules et les atomes ne sont pas dénombrables un à un dans un échantillon, car ils sont invisibles à l’œil nu et beaucoup trop nombreux.

📖 2. La mole et le nombre d’Avogadro

🔑 Notions clés & Définitions

• Mole : Unité de quantité de matière correspondant à un paquet de 6,02 × 10²³ molécules ou atomes.

★ À maîtriser

📐 Formule - Le nombre total d’entités est le produit de la quantité de matière par le nombre d’Avogadro : $N_{tot} = nN_A$.

• La quantité de matière est notée n et s’exprime en moles.

• La constante 6,02 × 10²³ est appelée nombre d’Avogadro et notée Nₐ.

Compléments

• Deux moles correspondent à 1,204 × 10²⁴ molécules.

💡 Astuce mémo

Des entités chimiques rangées par paquets de 6,02 × 10²³ : chaque paquet forme une mole.

📖 3. Calculer une quantité de matière

★ À maîtriser

📐 Formule - La quantité de matière en moles se calcule en divisant le nombre total d’entités par le nombre d’Avogadro : $n = \frac{N_{tot}}{N_A}$.

Compléments

📐 Formule - La masse totale d’un échantillon est égale au nombre d’entités multiplié par la masse d’une entité : $m_{tot} = N_{tot}m_{entité}$.

• Un échantillon de cuivre de 64 g contient environ 6,10 × 10²³ atomes, soit 1,01 mole d’atomes de cuivre.

💡 Astuce mémo

Masse de l’échantillon → nombre d’entités → quantité de matière.

📖 4. Masse molaire et calcul direct

🔑 Notions clés & Définitions

• Masse molaire : La masse d’une mole d’une espèce chimique et s’exprime en g/mol.

★ À maîtriser

📐 Formule - La quantité de matière se calcule à partir de la masse et de la masse molaire par $n = \frac{m_{tot}}{M}$.

Compléments

• La masse molaire d’une molécule se calcule en additionnant les masses molaires de ses atomes, chacune multipliée par son indice dans la formule chimique.

• Les masses molaires atomiques utilisées sont M(C) = 12,0 g/mol, M(H) = 1,0 g/mol et M(O) = 16 g/mol.

• La masse molaire de l’ibuprofène C₁₃H₁₈O₂ est 206 g/mol.

📖 5. Prélever des liquides purs

★ À maîtriser

📐 Formule - La masse volumique relie la masse et le volume selon $\rho = \frac{m}{V}$, donc la masse se calcule par $m = \rho V$.

Compléments

• Un échantillon de glycérol de 146 mL et de masse volumique 1,26 g/mL a une masse calculée de 183,96 g.

• Un échantillon d’éther de 417 mL et de masse volumique 0,71 g/mL a une masse calculée de 296,07 g.

• Pour 200 g de liquide C₄H₈O, la quantité de matière calculée est d’environ 2,8 mol, que l’on utilise la masse moléculaire ou la masse molaire.