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IntroductionEn chimie, les atomes et molécules sont si petits qu'on les regroupe en « paquets » appelés moles. Une mole contient toujours le même nombre d'entités : 6,02 × 10^23, le nombre d'Avogadro. Ce nombre permet de faire le lien entre le monde microscopique (atomes) et le monde macroscopique (grammes). Par exemple, une mole de fer contient 6,02 × 10^23 atomes de fer. La mole est l'unité de quantité de matière, symbole « mol ».
💡 À retenir : Une mole = 6,02 × 10^23 entités (atomes, molécules, ions).
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Masse molaireLa masse molaire atomique est la masse d'une mole d'atomes d'un élément, notée M en g/mol. On la trouve dans le tableau périodique : carbone M=12 g/mol, oxygène M=16 g/mol. Pour une molécule, on additionne les masses molaires de ses atomes. Exemple : M(H₂O) = 2×1 + 16 = 18 g/mol. Cette valeur permet de convertir une masse en nombre de moles.
💡 À retenir : Masse molaire M : masse d'une mole d'entités, en g/mol.
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Formule cléLa quantité de matière n (en mol) se calcule en divisant la masse m de l'échantillon (en g) par la masse molaire M (en g/mol). On peut aussi retrouver la masse avec m = n × M. Cette formule est essentielle pour passer des grammes aux moles. Exemple : pour 36 g d'eau (M=18 g/mol), n = 36/18 = 2 mol. Ces 2 moles contiennent 2 × 6,02×10^23 molécules d'eau.
💡 À retenir : n = m / M : quantité de matière (mol) = masse (g) / masse molaire (g/mol).
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ApplicationPour trouver le nombre d'atomes ou de molécules dans un échantillon, on calcule d'abord n = m/M, puis on multiplie par le nombre d'Avogadro N_A = 6,02×10^23 mol⁻¹. Exemple : 56 g de fer (M=56 g/mol) → n = 1 mol → 6,02×10^23 atomes. Pour 28 g de fer, n = 0,5 mol → 3,01×10^23 atomes. Cette méthode relie la masse pesée au nombre d'entités invisibles.
💡 À retenir : Nombre d'entités = n × N_A = (m/M) × 6,02×10^23.