Calcul de Masse Molaire et Nombre de Molécules
Contexte : Compter l'infiniment petit.
En chimie, manipuler des atomes ou des molécules un par un est impossible. Pour compter ces entités microscopiques, les chimistes ont inventé une unité de mesure adaptée : la moleL'unité de quantité de matière. Une mole contient un nombre fixe d'entités (atomes, molécules...), ce nombre étant la constante d'Avogadro.. C'est un "paquet" contenant toujours le même nombre de "choses". Cet exercice vous guidera pour passer de la masse d'un échantillon, que l'on peut peser avec une balance, au nombre de molécules qu'il contient, un nombre astronomique !
Remarque Pédagogique : Cet exercice est une application directe des concepts de quantité de matière. Nous allons d'abord calculer la masse d'une seule mole (la masse molaire) d'une molécule connue, le glucose. Ensuite, nous utiliserons cette information comme un "pont" pour convertir une masse pesée en quantité de matière (en moles), puis cette quantité de matière en nombre exact de molécules.
Objectifs Pédagogiques
- Calculer la masse molaire d'une espèce chimique à partir de sa formule brute.
- Utiliser la relation entre la masse, la quantité de matière et la masse molaire.
- Utiliser la constante d'Avogadro pour trouver le nombre d'entités dans un échantillon.
- Appliquer ces calculs à un cas concret (un morceau de sucre).
- Distinguer le nombre de molécules du nombre total d'atomes.
Données de l'étude
Schéma du problème
Données nécessaires :
- Masse molaire atomique du Carbone (C) : \(M(C) = 12,0 \, \text{g/mol}\)
- Masse molaire atomique de l'Hydrogène (H) : \(M(H) = 1,0 \, \text{g/mol}\)
- Masse molaire atomique de l'Oxygène (O) : \(M(O) = 16,0 \, \text{g/mol}\)
- Constante d'Avogadro : \(N_A = 6,02 \times 10^{23} \, \text{mol}^{-1}\)
Questions à traiter
- Calculer la masse molaire moléculaire du glucose (\(M_{C_6H_{12}O_6}\)).
- Déterminer la quantité de matière (en moles) de glucose contenue dans le morceau de sucre.
- Calculer le nombre de molécules de glucose présentes dans cet échantillon.
- En déduire le nombre total d'atomes de carbone (C) dans le morceau de sucre.
Les bases de la Chimie des Quantités
Avant de plonger dans la correction détaillée, il est essentiel de bien comprendre les concepts fondamentaux qui suivent. Cette section est un rappel des bases nécessaires pour aborder l'exercice avec confiance.
1. La Mole, le "paquet" du chimiste :
Les atomes sont trop petits pour être comptés un par un. La mole est une unité qui représente une quantité gigantesque mais fixe d'entités : \(6,02 \times 10^{23}\). Que ce soit des atomes, des molécules ou des ions, une mole contient toujours ce "nombre d'Avogadro" d'éléments. C'est comme dire "une douzaine" pour 12, mais pour un nombre beaucoup plus grand !
2. La Masse Molaire (M), la masse d'un "paquet" :
La masse molaire, exprimée en grammes par mole (g/mol), est simplement la masse d'une mole de cette substance.
- Pour un atome : C'est la masse d'une mole de cet atome. On la trouve dans le tableau périodique (elle vous est donnée dans l'exercice).
- Pour une molécule : C'est la somme des masses molaires de tous les atomes qui la composent. Pour \(H_2O\), on additionne la masse de 2 moles d'hydrogène et 1 mole d'oxygène.
3. Le Triangle Magique (m, n, M) :
Ces trois grandeurs sont liées par une relation simple, souvent représentée par un triangle pour s'en souvenir.
- \(m\) : la masse de l'échantillon (en g)
- \(n\) : la quantité de matière (en mol)
- \(M\) : la masse molaire (en g/mol)
Correction : Calcul de Masse Molaire et Nombre de Molécules
Question 1 : Calculer la masse molaire du glucose
Principe (le concept physique)
Imaginez une construction en LEGO. Son poids total est simplement la somme des poids de chaque brique qui la compose. C'est exactement la même idée pour une molécule : sa masse molaire est la somme des masses molaires de chaque atome qui la constitue. Il suffit de lire la "recette" de la molécule (\(C_6H_{12}O_6\)) et d'additionner les masses de tous les "ingrédients".
Mini-Cours (approfondissement théorique)
Chaque molécule a une masse molaire qui lui est propre, c'est comme sa carte d'identité. Cette valeur, en g/mol, nous dit combien pèse un "paquet" standard (une mole) de cette molécule. On la calcule en additionnant les masses molaires de chaque atome (qu'on trouve dans le tableau périodique), multipliées par le petit chiffre qui le suit dans la formule (son "indice").
Remarque Pédagogique (le conseil du professeur)
Le tableau périodique est votre meilleur ami en chimie. Même si les masses molaires sont souvent données dans les exercices, habituez-vous à y jeter un œil. Comprendre que le chiffre sous le nom de l'élément (comme 12,0 pour le Carbone) est la masse d'une mole de cet atome est une étape clé.
Astuces (Pour aller plus vite)
Soyez méthodique : Pour éviter les erreurs, posez le calcul clairement. Faites une ligne par type d'atome : (nombre d'atomes) × (masse molaire de l'atome) = sous-total. Puis, additionnez simplement tous les sous-totaux. C'est simple, visuel et ça marche à tous les coups.
Normes (la référence réglementaire)
L'unité officielle de la masse molaire dans le Système International est le kg/mol. Cependant, en chimie, tout le monde utilise le g/mol car il est beaucoup plus pratique pour les pesées en laboratoire. Les valeurs des masses molaires atomiques sont publiées par l'IUPAC (l'organisation mondiale de la chimie).
Hypothèses (le cadre du calcul)
Pour cet exercice, on utilise des masses molaires atomiques arrondies (ex: 1,0 pour l'hydrogène). C'est une simplification courante au lycée. On suppose aussi que ces valeurs sont des constantes fiables pour nos calculs.
Formule(s) (l'outil mathématique)
Pour une molécule de formule générale \(A_aB_bC_c\), la masse molaire M se calcule ainsi :
Donnée(s) (les chiffres d'entrée)
- Formule du glucose : \(C_6H_{12}O_6\)
- Masses molaires atomiques : \(M(C)=12,0 \, \text{g/mol}\), \(M(H)=1,0 \, \text{g/mol}\), \(M(O)=16,0 \, \text{g/mol}\)
Schéma (Avant les calculs)
Décomposition de la "recette" du Glucose
Calcul(s) (l'application numérique)
On additionne la masse de tous les "ingrédients" de la molécule :
Schéma (Après les calculs)
Résultat de l'addition
72,0g + 12,0g + 96,0g = 180,0 g (pour une mole)
Réflexions (l'interprétation du résultat)
Ce résultat, 180,0 g/mol, est concret. Il signifie que si vous pouviez rassembler \(6,02 \times 10^{23}\) molécules de glucose et les mettre sur une balance, elle indiquerait exactement 180,0 grammes. C'est notre "pont" entre le monde invisible des molécules et le monde visible des balances.
Points à retenir (permettre a l'apprenant de maitriser la question)
La masse molaire d'une molécule est simplement la somme des masses molaires de tous les atomes qui la composent. Il faut bien penser à multiplier la masse de chaque atome par le nombre de fois où il apparaît dans la formule.
Justifications (le pourquoi de cette étape)
Pourquoi cette étape est-elle la première ? Car sans connaître la masse d'un "paquet" standard (la masse molaire), il est impossible de savoir combien de "paquets" (de moles) se trouvent dans notre échantillon de 5 grammes. C'est le point de départ obligatoire.
Points de vigilance (les erreurs à éviter)
L'erreur classique : oublier les indices ! Un oubli fréquent est de faire 12,0 + 1,0 + 16,0. Il faut impérativement multiplier par le nombre de chaque atome : 6 carbones, 12 hydrogènes et 6 oxygènes.
Le saviez-vous ? (la culture de l'ingénieur)
Les masses molaires ne sont pas des nombres entiers (sauf pour le carbone-12, par définition) car elles sont la moyenne des masses des différents isotopes d'un élément, pondérée par leur abondance dans la nature.
FAQ (pour lever les doutes)
Pourquoi utilise-t-on M(H) = 1,0 g/mol alors que la valeur exacte est plus proche de 1,008 g/mol ?
Pour les calculs au niveau seconde, on utilise des valeurs arrondies pour se concentrer sur la méthode sans se compliquer avec les chiffres. Dans des contextes plus avancés (université, laboratoire), on utilise des valeurs beaucoup plus précises.
Résultat Final (la conclusion chiffrée)
A vous de jouer (pour verifier la comprehension de l'etudiant parrapport a la question)
Quelle serait la masse molaire de l'éthanol, de formule \(C_2H_6O\) ?
Question 2 : Quantité de matière (moles) de glucose
Principe (le concept physique)
Imaginez que vous avez un tas de sucre de 5 grammes. Grâce à la question 1, vous savez qu'un "paquet" standard de ce sucre pèse 180 grammes. Pour savoir combien de paquets vous avez, ou quelle fraction d'un paquet, il suffit de diviser la masse que vous avez par la masse d'un paquet complet. C'est une simple division.
Mini-Cours (approfondissement théorique)
La "quantité de matière" (notée \(n\), en moles) est le concept central en chimie. Les réactions chimiques se font avec des proportions simples de moles (par exemple, 2 moles d'hydrogène réagissent avec 1 mole d'oxygène). La formule \(n = m/M\) est donc la traduction mathématique la plus importante pour passer de ce que l'on pèse en laboratoire (la masse \(m\)) à ce qui nous permet de comprendre les réactions (la quantité \(n\)).
Remarque Pédagogique (le conseil du professeur)
Pensez à une recette de cuisine. Si la recette demande "1 paquet de 180g de sucre" (1 mole) et que vous n'avez que 5g sur votre balance, vous savez intuitivement que vous avez beaucoup moins qu'un paquet. Le calcul \(5 \div 180\) vous donne précisément cette fraction.
Astuces (Pour aller plus vite)
Le "triangle magique" est un bon moyen mnémotechnique. Dessinez un triangle, mettez \(m\) (masse) en haut, et \(n\) (moles) et \(M\) (masse molaire) en bas. Cachez avec votre doigt ce que vous cherchez : pour trouver \(n\), il vous reste \(m\) au-dessus de \(M\), donc \(n = m/M\).
Normes (la référence réglementaire)
La mole (symbole : mol) est une des 7 unités de base du Système International. C'est la seule qui mesure une "quantité d'entités" plutôt qu'une grandeur physique comme la longueur ou la masse.
Hypothèses (le cadre du calcul)
On suppose que la balance utilisée pour peser les 5,0 g est juste et précise. On suppose également que le sucre ne s'est pas dégradé et qu'il est bien constitué de la molécule de glucose que nous avons étudiée.
Formule(s) (l'outil mathématique)
La relation qui connecte la masse \(m\), la quantité de matière \(n\) et la masse molaire \(M\) est :
Donnée(s) (les chiffres d'entrée)
- Masse de l'échantillon de glucose : \(m = 5,0 \, \text{g}\)
- Masse molaire du glucose (calculée avant) : \(M = 180,0 \, \text{g/mol}\)
Schéma (Avant les calculs)
Conversion de la Masse en Moles
Calcul(s) (l'application numérique)
On applique la formule en utilisant les valeurs connues :
Il faut faire attention aux chiffres significatifs. La donnée la moins précise est la masse, "5,0 g", qui a deux chiffres significatifs. Notre résultat final doit donc être donné avec deux chiffres significatifs également.
Schéma (Après les calculs)
Résultat de la conversion
n ≈ 2,8 x 10⁻² mol
Réflexions (l'interprétation du résultat)
Le résultat \(2,8 \times 10^{-2}\) mol, soit 0,028 mol, est un petit nombre. Cela confirme notre intuition : comme notre morceau de sucre (5 g) est beaucoup plus léger que la masse d'une mole complète (180 g), il est normal que nous n'ayons qu'une petite fraction de mole.
Points à retenir (permettre a l'apprenant de maitriser la question)
La formule \(n = m/M\) est le pont entre la masse et la quantité de matière. C'est une des formules les plus utilisées en chimie, il est crucial de la maîtriser.
Justifications (le pourquoi de cette étape)
Cette étape est le cœur de la conversion. Elle nous permet de passer du monde macroscopique (ce qu'on peut peser) au monde des réactions chimiques (qui se décrivent en moles). Sans cette étape, on ne pourrait pas savoir combien de molécules on manipule réellement.
Points de vigilance (les erreurs à éviter)
Vérifiez vos unités ! C'est la source d'erreur n°1. La masse doit être en grammes (g) pour être cohérente avec la masse molaire en g/mol. Si on vous donnait une masse en kilogrammes (kg) ou en milligrammes (mg), il faudrait impérativement la convertir en grammes avant le calcul.
Le saviez-vous ? (la culture de l'ingénieur)
En pharmacie, la préparation des médicaments repose sur ces calculs. Un dosage précis en moles est essentiel pour garantir qu'une gélule contient la bonne quantité de principe actif, assurant à la fois son efficacité et la sécurité du patient.
FAQ (pour lever les doutes)
Puis-je inverser la formule ?
Oui ! Si vous connaissez la quantité de matière (n) et la masse molaire (M), vous pouvez trouver la masse à peser avec la formule \(m = n \times M\). C'est ce que font les chimistes tous les jours pour préparer leurs expériences.
Résultat Final (la conclusion chiffrée)
A vous de jouer (pour verifier la comprehension de l'etudiant parrapport a la question)
Quelle serait la quantité de matière dans 90 g d'eau (\(H_2O\)) ? (M(\(H_2O\)) = 18,0 g/mol)
Question 3 : Nombre de molécules de glucose
Principe (le concept physique)
Maintenant que l'on sait que l'on a \(0,028\) "paquet" (mole), il ne reste plus qu'à calculer combien de molécules cela représente. Par définition, on sait qu'un paquet complet contient toujours un nombre gigantesque de molécules : \(6,02 \times 10^{23}\). Il suffit donc de multiplier le nombre de paquets que l'on a par le nombre de molécules dans un paquet.
Mini-Cours (approfondissement théorique)
La constante d'Avogadro (\(N_A\)) est le "traducteur" universel entre le monde des moles et le monde des entités réelles (atomes, molécules). C'est un nombre fixe, une constante fondamentale de la physique. La relation \(N = n \times N_A\) est le dictionnaire qui permet cette traduction.
Remarque Pédagogique (le conseil du professeur)
Pour taper les puissances de 10 sur votre calculatrice, cherchez la touche "EXP", "EE" ou "x10^x". C'est plus rapide et plus sûr. Taper "6.02", puis la touche "EXP", puis "23" est la meilleure façon d'éviter les erreurs de priorité dans les calculs.
Astuces (Pour aller plus vite)
Imaginez que vous avez 2,5 douzaines d'œufs. Pour savoir combien d'œufs vous avez, vous faites \(2,5 \times 12\). Ici, c'est pareil : vous avez \(n\) moles de molécules, donc vous faites \(n \times N_A\) pour savoir combien de molécules vous avez.
Normes (la référence réglementaire)
Depuis la redéfinition des unités du SI en 2019, la constante d'Avogadro n'est plus une valeur mesurée mais une constante dont la valeur est fixée de manière exacte : \(N_A = 6,02214076 \times 10^{23} \, \text{mol}^{-1}\). Pour les exercices, on utilise l'arrondi \(6,02 \times 10^{23}\).
Hypothèses (le cadre du calcul)
On suppose que la constante d'Avogadro est parfaitement valable pour nos molécules de glucose. Cette constante s'applique à n'importe quel type de particule : atomes, ions, électrons, etc.
Formule(s) (l'outil mathématique)
La relation entre le nombre de molécules \(N\), la quantité de matière \(n\) et la constante d'Avogadro \(N_A\) est :
Donnée(s) (les chiffres d'entrée)
- Quantité de matière : \(n \approx 0,0277 \, \text{mol}\) (on garde la valeur non arrondie pour la précision du calcul)
- Constante d'Avogadro : \(N_A = 6,02 \times 10^{23} \, \text{mol}^{-1}\)
Schéma (Avant les calculs)
Conversion des Moles en Nombre de Molécules
Calcul(s) (l'application numérique)
On applique la formule en multipliant le nombre de moles par le nombre d'entités dans une mole :
On arrondit de nouveau le résultat final pour qu'il ait deux chiffres significatifs, comme la donnée de départ.
Schéma (Après les calculs)
Résultat du décompte
N ≈ 1,7 x 10²² molécules
Réflexions (l'interprétation du résultat)
Ce nombre, 17 suivi de 21 zéros, est astronomique. Il montre à quel point les molécules sont petites et nombreuses, même dans un tout petit échantillon. Cela justifie pleinement l'utilisation de la mole pour éviter de manipuler des nombres aussi grands.
Points à retenir (permettre a l'apprenant de maitriser la question)
La constante d'Avogadro, \(N_A\), est le traducteur entre les moles et le nombre réel de particules. La formule à retenir est \(N = n \times N_A\).
Justifications (le pourquoi de cette étape)
Cette étape nous donne le résultat le plus concret : le nombre exact de particules dans notre échantillon. C'est l'aboutissement de notre démarche de "comptage" de l'infiniment petit.
Points de vigilance (les erreurs à éviter)
Ne pas confondre \(n\) (la quantité de matière en moles, souvent un petit chiffre) et \(N\) (le nombre de molécules, toujours un nombre gigantesque). Si vous obtenez un très grand nombre de moles, ou un très petit nombre de molécules, il y a probablement une erreur de calcul.
Le saviez-vous ? (la culture de l'ingénieur)
Si chaque molécule de glucose de notre sucre était un grain de sable, on pourrait recouvrir toute la surface de la France d'une couche de sable de plusieurs mètres d'épaisseur !
FAQ (pour lever les doutes)
Est-ce que la constante d'Avogadro a une unité ?
Oui, son unité est "par mole", que l'on note mol⁻¹. Cela signifie "nombre d'entités pour chaque mole". Ainsi, quand on fait le calcul (mol) × (mol⁻¹), les unités "mol" s'annulent et il reste un nombre sans unité, ce qui est logique pour un comptage.
Résultat Final (la conclusion chiffrée)
A vous de jouer (pour verifier la comprehension de l'etudiant parrapport a la question)
Combien y a-t-il de molécules d'eau dans 0,5 mole d'eau ?
Question 4 : Nombre d'atomes de Carbone
Principe (le concept physique)
C'est une étape de zoom. Nous avons compté le nombre total de molécules de glucose. Maintenant, on regarde à l'intérieur de chacune. La formule \(C_6H_{12}O_6\) nous dit que chaque molécule contient 6 atomes de carbone. Pour trouver le nombre total d'atomes de carbone, il suffit de multiplier notre nombre total de molécules par 6.
Mini-Cours (approfondissement théorique)
La formule brute d'une molécule est une recette de proportions. \(C_6H_{12}O_6\) signifie que pour chaque 1 molécule de glucose, il y a 6 atomes de C, 12 de H et 6 de O. Ce rapport est toujours vrai, que l'on parle d'une seule molécule ou d'une mole de molécules (1 mole de glucose contient 6 moles d'atomes de C, etc.).
Remarque Pédagogique (le conseil du professeur)
C'est une question très courante qui vérifie si vous avez bien compris la différence entre une molécule et les atomes qui la composent. Décomposez toujours le problème : 1) Combien de molécules ? 2) Combien d'atomes d'intérêt par molécule ? 3) Multiplier les deux.
Astuces (Pour aller plus vite)
Une autre façon de faire : on a \(n\) moles de glucose, donc on a \(6 \times n\) moles d'atomes de carbone. Ensuite, on multiplie ce résultat par \(N_A\) pour avoir le nombre total d'atomes. Les deux chemins mènent au même résultat, choisissez celui qui vous semble le plus logique !
Normes (la référence réglementaire)
La notation chimique avec des indices (comme le 6 dans \(C_6\)) est une convention universelle définie par l'IUPAC. Elle garantit que tous les scientifiques du monde lisent et comprennent une formule chimique de la même manière.
Hypothèses (le cadre du calcul)
On suppose que la composition de chaque molécule est rigoureusement identique et ne varie pas. Chaque molécule de glucose contient bien 6 atomes de carbone, sans exception dans notre échantillon.
Formule(s) (l'outil mathématique)
Pour une molécule contenant \(a\) atomes d'un élément A, le nombre total d'atomes de A (\(N_{\text{A}}\)) est :
Donnée(s) (les chiffres d'entrée)
- Nombre de molécules de glucose : \(N \approx 1,667 \times 10^{22}\)
- Nombre d'atomes de Carbone par molécule de glucose : 6
Schéma (Avant les calculs)
Zoom à l'intérieur d'une molécule
Calcul(s) (l'application numérique)
On multiplie le nombre total de molécules par le nombre d'atomes de carbone dans chacune :
On arrondit le résultat final à deux chiffres significatifs.
Schéma (Après les calculs)
Résultat du décompte des atomes
N_C = (1,7 x 10²²) x 6 ≈ 1,0 x 10²³ atomes
Réflexions (l'interprétation du résultat)
Le nombre d'atomes de carbone est 6 fois plus grand que le nombre de molécules, ce qui est parfaitement logique. On remarque que ce nombre est très proche de la constante d'Avogadro (\(6,02 \times 10^{23}\)). Cela signifie que notre morceau de sucre contient environ 1/6 de mole d'atomes de carbone.
Points à retenir (permettre a l'apprenant de maitriser la question)
Pour trouver le nombre total d'un certain type d'atome, il faut toujours passer par le nombre de molécules. La formule brute est la clé qui vous dit par combien multiplier.
Justifications (le pourquoi de cette étape)
Cette étape est essentielle pour comprendre la composition réelle de la matière. Quand une réaction chimique a lieu, ce sont les atomes qui se réarrangent. Savoir combien d'atomes de chaque sorte on a au départ est donc crucial pour prédire ce que l'on obtiendra à la fin.
Points de vigilance (les erreurs à éviter)
L'erreur serait de multiplier le nombre de *moles* par 6, puis d'oublier de multiplier par la constante d'Avogadro. Ou encore, de se tromper d'indice et de multiplier par 12 (pour l'hydrogène) au lieu de 6.
Le saviez-vous ? (la culture de l'ingénieur)
Le carbone est l'élément de base de la vie sur Terre. Sa capacité à former quatre liaisons chimiques solides lui permet de construire les squelettes d'une immense variété de molécules complexes, des sucres comme le glucose aux protéines et à l'ADN.
FAQ (pour lever les doutes)
Comment trouver le nombre TOTAL d'atomes dans le sucre ?
Il faudrait d'abord calculer le nombre d'atomes dans UNE seule molécule : 6 (C) + 12 (H) + 6 (O) = 24 atomes au total. Ensuite, il suffirait de multiplier le nombre total de molécules (\(1,7 \times 10^{22}\)) par 24.
Résultat Final (la conclusion chiffrée)
A vous de jouer (pour verifier la comprehension de l'etudiant parrapport a la question)
Combien y a-t-il d'atomes d'hydrogène (H) dans 2 moles d'éthanol (\(C_2H_6O\)) ?
Outil Interactif : Calculateur Molaire
Choisissez une molécule et une masse pour voir la quantité de matière et le nombre de molécules correspondants.
Paramètres d'Entrée
Résultats Clés
Le Saviez-Vous ?
Le concept de mole a été introduit par le chimiste Wilhelm Ostwald en 1894. Le mot "mole" vient de l'allemand "Mol", qui est une abréviation de "Molekül" (molécule). L'idée était de créer un lien simple entre le monde microscopique des atomes et le monde macroscopique des grammes que l'on peut manipuler en laboratoire.
Foire Aux Questions (FAQ)
Pourquoi la masse molaire du Carbone est-elle 12,0 g/mol et pas un autre chiffre ?
Historiquement, les scientifiques ont décidé de définir la mole à partir de l'isotope le plus courant du carbone, le carbone 12. Ils ont défini qu'il y a exactement une mole d'atomes dans 12 grammes de carbone 12. Toutes les autres masses molaires sont ensuite calculées par rapport à cette référence.
Peut-on avoir une fraction de mole ?
Absolument ! Dans notre exercice, nous avons calculé environ 0,028 mole. La mole est une unité de quantité, tout comme le gramme ou le litre. On peut tout à fait avoir 0,5 mole, 2,3 moles, etc. Cela représente simplement une fraction ou un multiple du "paquet" de base d'Avogadro.
Quiz Final : Testez vos connaissances
1. L'unité de la masse molaire est...
2. Dans deux moles de dioxyde de carbone (\(CO_2\)), combien y a-t-il de moles d'atomes d'oxygène (O) ?
- Mole (n)
- Unité de quantité de matière du Système International. Une mole contient environ \(6,02 \times 10^{23}\) entités élémentaires (atomes, molécules...).
- Masse Molaire (M)
- Masse d'une mole d'une substance. Elle s'exprime en grammes par mole (g/mol) et permet de faire le lien entre la masse d'un échantillon et sa quantité de matière.
- Constante d'Avogadro (N_A)
- Nombre d'entités contenues dans une mole. Sa valeur est d'environ \(6,02 \times 10^{23} \, \text{mol}^{-1}\).
- Formule Brute
- Écriture qui indique la nature et le nombre de chaque atome dans une molécule (ex: \(C_6H_{12}O_6\)).
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