Calcul de Stœchiométrie - Exercice corrigé

Contexte : La StœchiométrieLa branche de la chimie qui étudie les relations quantitatives entre les réactifs et les produits dans les réactions chimiques..

La stœchiométrie est un outil fondamental en chimie qui nous permet de "compter" les atomes et les molécules pour prédire les quantités de substances consommées et produites lors d'une réaction chimique. Dans cet exercice, nous allons appliquer ces principes à une réaction très courante : la combustion du méthane (\(CH_4\)), le principal composant du gaz naturel. Comprendre cette réaction est essentiel pour des applications allant de la cuisine au chauffage, en passant par la production d'énergie.

Remarque Pédagogique : Cet exercice vous apprendra à utiliser une équation chimique équilibrée comme une "recette" pour calculer les masses des réactifs et des produits, une compétence clé pour tout chimiste.

Objectifs Pédagogiques

Savoir équilibrer une équation de réaction chimique simple.
Calculer la masse molaireLa masse d'une mole d'une substance, généralement exprimée en grammes par mole (g/mol). d'une molécule à partir des masses atomiques.
Convertir une masse en quantité de matière (moles) et vice-versa.
Utiliser les coefficients stœchiométriques pour déterminer les quantités de produits formés.

Données de l'étude

On s'intéresse à la combustion complète de 10 grammes de méthane (\(CH_4\)) dans un excès de dioxygène (\(O_2\)). La réaction produit du dioxyde de carbone (\(CO_2\)) et de l'eau (\(H_2O\)).

Schéma de la réaction de combustion

Masses Molaires Atomiques

Élément	Symbole	Masse Molaire Atomique (g/mol)
Carbone	C	12.0
Hydrogène	H	1.0
Oxygène	O	16.0

Questions à traiter

Équilibrez l'équation de la réaction de combustion du méthane.
Calculez la masse molaire de chaque molécule impliquée : \(CH_4\), \(O_2\), \(CO_2\) et \(H_2O\).
Déterminez la quantité de matière (en moles) de méthane contenue dans 10 g.
À l'aide d'un tableau d'avancement ou des coefficients stœchiométriques, déterminez la quantité de matière (en moles) d'eau produite.
Calculez la masse d'eau (en grammes) formée lors de cette réaction.

Les bases sur la Stœchiométrie

Pour résoudre cet exercice, nous avons besoin de trois concepts clés de la chimie.

1. L'Équation Chimique Équilibrée
Une équation chimique doit respecter la loi de conservation de la matière de Lavoisier : "Rien ne se perd, rien ne se crée, tout se transforme." Cela signifie que le nombre d'atomes de chaque élément doit être le même du côté des réactifs (à gauche de la flèche) et du côté des produits (à droite). Pour cela, on ajuste les coefficients stœchiométriquesLes nombres placés devant les formules des réactifs et des produits dans une équation chimique pour l'équilibrer..

2. La Mole et la Masse Molaire
Les atomes sont trop petits pour être comptés individuellement. Les chimistes les regroupent donc en "paquets" appelés moles. Une mole contient environ \(6,022 \times 10^{23}\) entités (c'est le nombre d'Avogadro). La masse molaire (M) est la masse d'une mole de cette substance, en g/mol. On la calcule en additionnant les masses molaires atomiques de tous les atomes de la molécule.

3. La Relation entre Masse, Moles et Masse Molaire
Ces trois grandeurs sont liées par une formule essentielle : \[ n = \frac{m}{M} \] Où :
- \(n\) est la quantité de matière en moles (mol).
- \(m\) est la masse en grammes (g).
- \(M\) est la masse molaire en grammes par mole (g/mol).

Correction : Calcul de Stœchiométrie : La Combustion du Méthane

Question 1 : Équilibrez l'équation de la réaction.

Principe

Le concept physique fondamental ici est la loi de conservation de la masse, formulée par Antoine Lavoisier. Elle stipule qu'au cours d'une réaction chimique, la matière n'est ni créée ni détruite. Par conséquent, le nombre d'atomes de chaque élément doit être identique dans les réactifs et dans les produits.

Mini-Cours

Équilibrer une équation, c'est trouver les bons coefficients stœchiométriques. Ce sont les nombres que l'on place devant les formules chimiques. Ils indiquent la proportion en moles de chaque espèce qui réagit ou est produite. Ces coefficients doivent être les plus petits entiers possibles.

Remarque Pédagogique

Pour équilibrer une équation de combustion, il est souvent plus simple de suivre un ordre précis : commencez par les atomes de Carbone (C), puis les atomes d'Hydrogène (H), et terminez par les atomes d'Oxygène (O), car ces derniers apparaissent souvent dans plusieurs molécules.

Normes

En chimie, on ne parle pas de "normes" réglementaires comme en ingénierie, mais de lois fondamentales. La principale loi qui régit cette question est la Loi de Conservation de la Matière.

Formule(s)

Principe de comptage

\text{Nombre d'atomes (côté réactifs) = Nombre d'atomes (côté produits)}

Hypothèses

On suppose que la réaction est une combustion complète, ce qui signifie que le méthane réagit entièrement pour former uniquement du dioxyde de carbone (\(CO_2\)) et de l'eau (\(H_2O\)), et non des sous-produits comme le monoxyde de carbone (CO) ou du carbone suie (C).

Donnée(s)

Les données proviennent de l'énoncé de l'exercice.

Équation de départ

CH_{4(\text{g})} + O_{2(\text{g})} \longrightarrow CO_{2(\text{g})} + H_2O_{(\text{g})}

Astuces

Faites un tableau de comptage simple avant et après chaque étape pour suivre le nombre d'atomes de chaque côté. Cela évite les erreurs d'inattention.

Schéma (Avant les calculs)

Visualisons les atomes de chaque côté avant d'équilibrer.

Bilan des atomes initial

Calcul(s)

Étape 1 : Équilibrage des atomes de Carbone (C). On compte 1 atome de C à gauche et 1 à droite. Le carbone est déjà équilibré.

CH_4 + O_2 \longrightarrow CO_2 + H_2O

Étape 2 : Équilibrage des atomes d'Hydrogène (H). On a 4 atomes de H à gauche et 2 à droite. On place un coefficient 2 devant \(H_2O\) pour avoir \(2 \times 2 = 4\) atomes de H à droite.

CH_4 + O_2 \longrightarrow CO_2 + 2 H_2O

Étape 3 : Équilibrage des atomes d'Oxygène (O). Après l'étape 2, on a 2 atomes de O à gauche. À droite, on a 2 atomes de O dans \(CO_2\) et 2 atomes de O dans \(2 H_2O\), soit 4 au total. On place donc un coefficient 2 devant \(O_2\) à gauche pour avoir \(2 \times 2 = 4\) atomes d'O.

CH_4 + 2 O_2 \longrightarrow CO_2 + 2 H_2O

Schéma (Après les calculs)

Visualisons maintenant l'équation équilibrée.

Bilan des atomes final

Réflexions

L'équation finale nous dit que pour chaque molécule de méthane qui brûle, il faut consommer deux molécules de dioxygène. Cette réaction produira alors une molécule de dioxyde de carbone et deux molécules d'eau.

Points de vigilance

L'erreur la plus fréquente est d'oublier de recompter les atomes d'un élément après avoir ajouté un coefficient pour un autre élément. Par exemple, en ajoutant le '2' devant \(H_2O\), on modifie le nombre d'atomes d'Oxygène, ce qu'il ne faut pas oublier à l'étape suivante.

Points à retenir

Pour maîtriser l'équilibrage :
1. Appliquez la méthode C, H, puis O pour les combustions.
2. Vérifiez toujours votre comptage final pour chaque élément.
3. Les coefficients représentent des proportions en moles, pas en grammes.

Le saviez-vous ?

Antoine Lavoisier, le "père de la chimie moderne", a été le premier à formuler le principe de conservation de la masse. Malheureusement, ses travaux scientifiques ne l'ont pas sauvé de la guillotine pendant la Révolution française en 1794.

FAQ

Résultat Final

L'équation équilibrée est :

\[ CH_{4(\text{g})} + 2 O_{2(\text{g})} \longrightarrow CO_{2(\text{g})} + 2 H_2O_{(\text{g})} \]

A vous de jouer

Équilibrez la combustion de l'éthanol : \(C_2H_6O + O_2 \rightarrow CO_2 + H_2O\). Quel est le coefficient devant \(O_2\) ?

Question 2 : Calculez la masse molaire de chaque molécule.

Principe

Le concept est que la masse d'une mole de molécules est simplement la somme des masses d'une mole de chacun des atomes qui la composent. On additionne les masses molaires atomiques.

Mini-Cours

La masse molaire moléculaire (\(M\)) est une passerelle essentielle entre le monde macroscopique (la masse en grammes que l'on peut peser) et le monde microscopique (la quantité de matière en moles). Chaque élément du tableau périodique a une masse molaire atomique qui lui est propre.

Remarque Pédagogique

Prenez l'habitude de bien décomposer le calcul pour chaque molécule en listant les atomes et en multipliant par leur nombre (l'indice dans la formule). Cela minimise les risques d'oubli.

Normes

Les valeurs des masses molaires atomiques sont standardisées par l'Union Internationale de Chimie Pure et Appliquée (UICPA ou IUPAC en anglais). Celles fournies dans l'énoncé sont des valeurs arrondies couramment utilisées à ce niveau d'étude.

Formule(s)

Formule générale de la masse molaire moléculaire

M(\text{Molécule}) = \sum (\text{nombre d'atomes}_i \times M_i)

Hypothèses

Nous utilisons les masses molaires atomiques fournies, qui sont des moyennes pondérées des masses des isotopes naturels de chaque élément.

Donnée(s)

Les données sont les masses molaires atomiques fournies dans l'énoncé de l'exercice.

Paramètre	Symbole	Valeur	Unité
Masse molaire Carbone	M(C)	12.0	g/mol
Masse molaire Hydrogène	M(H)	1.0	g/mol
Masse molaire Oxygène	M(O)	16.0	g/mol

Astuces

Pour les molécules simples comme \(O_2\), ne tombez pas dans le piège de prendre la masse molaire de l'oxygène (16.0). C'est une molécule de dioxygène, il faut donc bien multiplier par 2 !

Schéma (Avant les calculs)

Visualisons la structure 2D des molécules pour compter les atomes.

Structure des Molécules

Calcul(s)

Calcul de la masse molaire du méthane \(CH_4\)

\begin{aligned} M(CH_4) &= M(C) + 4 \times M(H) \\ &= 12.0 + 4 \times 1.0 \\ &= 16.0 \text{ g/mol} \end{aligned}

Calcul de la masse molaire du dioxygène \(O_2\)

\begin{aligned} M(O_2) &= 2 \times M(O) \\ &= 2 \times 16.0 \\ &= 32.0 \text{ g/mol} \end{aligned}

Calcul de la masse molaire du dioxyde de carbone \(CO_2\)

\begin{aligned} M(CO_2) &= M(C) + 2 \times M(O) \\ &= 12.0 + 2 \times 16.0 \\ &= 44.0 \text{ g/mol} \end{aligned}

Calcul de la masse molaire de l'eau \(H_2O\)

\begin{aligned} M(H_2O) &= 2 \times M(H) + M(O) \\ &= 2 \times 1.0 + 16.0 \\ &= 18.0 \text{ g/mol} \end{aligned}

Schéma (Après les calculs)

Ce diagramme en barres compare les masses molaires calculées.

Comparaison des Masses Molaires

Réflexions

On remarque que même si elles sont petites, les molécules n'ont pas toutes la même "lourdeur". Une mole de dioxyde de carbone (44.0 g) est presque trois fois plus lourde qu'une mole de méthane (16.0 g).

Points de vigilance

L'erreur classique est de confondre l'indice (nombre d'atomes dans la molécule) et le coefficient stœchiométrique (nombre de molécules dans la réaction). Pour le calcul des masses molaires, on n'utilise JAMAIS les coefficients stœchiométriques.

Points à retenir

La masse molaire d'une molécule est la somme des masses molaires atomiques de ses constituants. Prenez la formule brute, et additionnez !

Le saviez-vous ?

Le concept de mole a été introduit par le chimiste Wilhelm Ostwald en 1894. Le mot vient de l'allemand "Mol", une abréviation de "Molekül" (molécule).

FAQ

Résultat Final

Les masses molaires sont : \(M(CH_4)=16.0 \text{ g/mol}\), \(M(O_2)=32.0 \text{ g/mol}\), \(M(CO_2)=44.0 \text{ g/mol}\), et \(M(H_2O)=18.0 \text{ g/mol}\).

A vous de jouer

Calculez la masse molaire de l'éthanol (\(C_2H_6O\)).

Question 3 : Déterminez la quantité de matière (en moles) de 10 g de méthane.

Principe

Le concept ici est de convertir une grandeur macroscopique et mesurable (la masse) en une grandeur de comptage chimique (la quantité de matière, en moles), en utilisant la masse molaire comme "facteur de conversion".

Mini-Cours

La formule \(n = m / M\) est l'une des plus importantes en stœchiométrie. Elle montre que la quantité de matière est directement proportionnelle à la masse : si vous doublez la masse, vous doublez le nombre de moles (et donc de molécules).

Remarque Pédagogique

Faites toujours une "analyse dimensionnelle" rapide pour vérifier votre formule. Vous cherchez des moles (mol). Vous divisez des grammes (g) par des grammes par mole (g/mol). Les 'g' s'annulent, et vous obtenez bien des 'mol'. Cela confirme que la formule \(n=m/M\) est la bonne.

Normes

Le Système International d'unités (SI) définit la mole comme l'unité de base pour la quantité de matière.

Formule(s)

Formule de la quantité de matière

n = \frac{m}{M}

Hypothèses

On suppose que l'échantillon de 10 g est constitué de méthane pur.

Donnée(s)

Les données proviennent de l'énoncé (masse) et du calcul de la question 2 (masse molaire).

Paramètre	Symbole	Valeur	Unité
Masse de méthane	m(\(CH_4\))	10	g
Masse molaire du méthane	M(\(CH_4\))	16.0	g/mol

Astuces

Pour mémoriser la formule, pensez au "triangle magique" où 'm' est en haut, et 'n' et 'M' sont en bas. Cachez la grandeur que vous cherchez pour voir l'opération à faire (m = n x M, n = m / M, M = m / n).

Schéma (Avant les calculs)

Ce schéma illustre la conversion de la masse en quantité de matière.

Conversion Masse → Moles

Calcul(s)

Application numérique pour le méthane

\begin{aligned} n(CH_4) &= \frac{m(CH_4)}{M(CH_4)} \\ &= \frac{10 \text{ g}}{16.0 \text{ g/mol}} \\ &= 0.625 \text{ mol} \end{aligned}

Schéma (Après les calculs)

Le résultat de la conversion.

Résultat de la Conversion

Réflexions

Un résultat de 0.625 mol signifie que nous avons \(0.625 \times 6,022 \times 10^{23}\) molécules de méthane dans notre échantillon de 10 grammes. C'est un nombre gigantesque, ce qui montre bien l'utilité de la mole comme unité de comptage.

Points de vigilance

L'erreur la plus courante est d'inverser la formule et de calculer \(M/m\). L'analyse des unités (astuce ci-dessus) ou un simple bon sens (une petite masse devrait donner une petite quantité de moles) permet d'éviter cette erreur.

Points à retenir

Pour passer de la masse aux moles, on divise par la masse molaire.

Le saviez-vous ?

Une mole de grains de sable formerait une couche de plusieurs mètres de haut sur toute la surface de la France. Une mole de balles de ping-pong aurait un volume plus grand que celui de la Terre !

FAQ

Résultat Final

Il y a 0.625 mol de méthane dans 10 grammes.

A vous de jouer

Combien de moles y a-t-il dans 90 g d'eau (\(H_2O\)) ?

Question 4 : Déterminez la quantité de matière d'eau produite.

Principe

Le concept est la proportionnalité stœchiométrique. L'équation chimique équilibrée est une "recette" qui donne les proportions exactes en moles. Les coefficients stœchiométriques nous permettent de relier la quantité d'un réactif consommé à la quantité d'un produit formé.

Mini-Cours

Pour une réaction générique \(aA + bB \rightarrow cC + dD\), la relation de proportionnalité est :
\(\frac{n(A)}{a} = \frac{n(B)}{b} = \frac{n(C)}{c} = \frac{n(D)}{d}\).
On peut utiliser cette relation pour trouver la quantité de n'importe quelle espèce si on en connaît une.

Remarque Pédagogique

Pensez aux coefficients comme à un rapport. L'équation \(CH_4 + 2O_2 \rightarrow CO_2 + 2H_2O\) dit : "Pour 1 mole de \(CH_4\), on forme 2 moles de \(H_2O\)". Le rapport est donc de 1 pour 2. Si vous avez 0.625 mol de \(CH_4\), vous formerez deux fois cette quantité en moles de \(H_2O\).

Normes

Ce calcul est une application directe de la Loi des proportions définies de Joseph Proust, qui est une pierre angulaire de la chimie quantitative.

Formule(s)

Relation de proportionnalité

\frac{n(CH_4)_{\text{consommé}}}{1} = \frac{n(H_2O)_{\text{formé}}}{2}

Formule pour la quantité d'eau formée

n(H_2O)_{\text{formé}} = 2 \times n(CH_4)_{\text{consommé}}

Hypothèses

On part de l'hypothèse que la réaction est totale (tout le méthane est consommé) et que le dioxygène est en excès. Cela signifie que le méthane est le réactif limitant, celui qui dicte la quantité de produits qui seront formés.

Donnée(s)

La quantité de matière de méthane a été calculée à la question 3.

Paramètre	Symbole	Valeur	Unité
Quantité de matière de méthane	n(\(CH_4\))	0.625	mol
Coefficient stœchiométrique de CH₄	-	1	-
Coefficient stœchiométrique de H₂O	-	2	-

Astuces

Le produit en croix est votre meilleur ami ici. Posez la relation :
1 mol CH₄ → 2 mol H₂O
0.625 mol CH₄ → ? mol H₂O
Le calcul devient évident : \((0.625 \times 2) / 1\).

Schéma (Avant les calculs)

On peut modéliser cela avec un tableau d'avancement à l'état initial.

Équation	\(CH_4\)	+ \(2O_2\)	→ \(CO_2\)	+ \(2H_2O\)
\(\text{État Initial (mol)}\)	0.625	\(\text{excès}\)	0	0

Calcul(s)

Application numérique

\begin{aligned} n(H_2O) &= 2 \times n(CH_4) \\ &= 2 \times 0.625 \\ &= 1.25 \text{ mol} \end{aligned}

Schéma (Après les calculs)

Le tableau d'avancement à l'état final montre la consommation des réactifs et la formation des produits.

Équation	\(CH_4\)	+ \(2O_2\)	→ \(CO_2\)	+ \(2H_2O\)
\(\text{État Initial (mol)}\)	0.625	\(\text{excès}\)	0	0
\(\text{État Final (mol)}\)	0	\(\text{excès}\)	0.625	1.25

Réflexions

Ce résultat montre la puissance prédictive de la chimie. Rien qu'en connaissant la quantité d'un réactif et l'équation, nous avons pu prédire exactement la quantité d'un produit qui sera formé, sans même avoir à faire l'expérience.

Points de vigilance

Ne jamais, jamais, utiliser les masses dans une relation de proportionnalité stœchiométrique ! Les coefficients sont des rapports de moles. Convertissez toujours vos masses en moles avant d'utiliser les coefficients.

Points à retenir

L'équation chimique est la clé. Les coefficients stœchiométriques vous donnent le rapport molaire entre n'importe quelles substances de la réaction.

Le saviez-vous ?

La stœchiométrie est cruciale dans l'industrie. Pour fabriquer un médicament ou un plastique, les ingénieurs chimistes calculent avec une précision extrême les quantités de réactifs à mélanger pour maximiser le rendement et minimiser le gaspillage.

FAQ

Résultat Final

La réaction produit 1.25 mol d'eau.

A vous de jouer

Toujours pour la combustion de 0.625 mol de \(CH_4\), quelle quantité de matière (en mol) de \(CO_2\) est produite ?

Question 5 : Calculez la masse d'eau (en grammes) formée.

Principe

C'est l'opération inverse de la question 3. Nous avons une quantité de matière en moles et nous voulons la convertir en une masse mesurable en grammes. On utilise à nouveau la relation fondamentale entre masse, moles et masse molaire.

Mini-Cours

En réarrangeant la formule \(n = m/M\), on obtient \(m = n \times M\). Cette équation permet de répondre à la question : "Quelle est la masse de 'n' moles de cette substance ?". C'est l'étape finale qui ramène le calcul du monde des moles au monde concret du laboratoire (la balance).

Remarque Pédagogique

Après un calcul stœchiométrique, assurez-vous de toujours utiliser la masse molaire de la substance que vous étudiez à la fin. Ici, nous voulons la masse d'eau, donc nous devons utiliser la masse molaire de l'eau (\(M(H_2O)\)), et non celle du méthane.

Normes

L'utilisation du gramme (g) comme unité de masse et de la mole (mol) comme unité de quantité de matière est conforme au Système International d'unités (SI).

Formule(s)

Formule de la masse

m = n \times M

Hypothèses

Aucune nouvelle hypothèse n'est nécessaire pour ce calcul.

Donnée(s)

Les données proviennent des calculs des questions 2 (masse molaire) et 4 (quantité de matière).

Paramètre	Symbole	Valeur	Unité
\(\text{Quantité de matière d'eau}\)	n(\(H_2O\))	1.25	mol
\(\text{Masse molaire de l'eau}\)	M(\(H_2O\))	18.0	g/mol

Astuces

Encore une fois, vérifiez les unités : vous multipliez des moles (mol) par des grammes par mole (g/mol). Les "mol" s'annulent, il vous reste bien des grammes (g), l'unité d'une masse.

Schéma (Avant les calculs)

Ce schéma illustre la conversion de la quantité de matière en masse.

Conversion Moles → Masse

Calcul(s)

Application numérique pour l'eau

\begin{aligned} m(H_2O) &= n(H_2O) \times M(H_2O) \\ &= 1.25 \text{ mol} \times 18.0 \text{ g/mol} \\ &= 22.5 \text{ g} \end{aligned}

Schéma (Après les calculs)

Le résultat final de la masse d'eau produite.

Résultat de la Conversion

Réflexions

Le résultat final est fascinant : en partant de 10 g d'un gaz (méthane), on a produit 22.5 g d'un liquide (l'eau, une fois condensée). Cela peut sembler contre-intuitif, mais cela illustre parfaitement la loi de conservation de la masse. La masse "supplémentaire" vient des atomes d'oxygène du dioxygène qui ont réagi et qui ont aussi une masse.

Points de vigilance

L'erreur principale est d'utiliser la mauvaise masse molaire. On est tellement concentré sur le réactif de départ (méthane) qu'on peut accidentellement réutiliser sa masse molaire (16.0 g/mol) au lieu de celle du produit que l'on cherche (18.0 g/mol pour l'eau).

Points à retenir

Pour passer des moles à la masse, on multiplie par la masse molaire.

Le saviez-vous ?

La combustion d'1 kg de méthane produit environ 2.75 kg de \(CO_2\), un puissant gaz à effet de serre. C'est pourquoi, bien que le gaz naturel soit une énergie "propre" par rapport au charbon (car il ne produit pas de cendres), son utilisation contribue au réchauffement climatique.

FAQ

Résultat Final

La combustion de 10 g de méthane produit 22.5 g d'eau.

A vous de jouer

Quelle est la masse (en g) de \(CO_2\) produite lors de cette même réaction ?

Outil Interactif : Simulateur de Combustion

Utilisez les curseurs pour faire varier la masse de départ du méthane et observez en temps réel les masses des produits formés, en supposant que le dioxygène est toujours en quantité suffisante (en excès).

Paramètres d'Entrée

Masse de Méthane (\(CH_4\)) 10 g

Masses Produites

Dioxyde de Carbone (\(CO_2\)) -

Eau (\(H_2O\)) -

Quiz Final : Testez vos connaissances

1. Quelle est l'équation correctement équilibrée pour la combustion du propane (\(C_3H_8\)) ?

\(C_3H_8 + O_2 \rightarrow CO_2 + H_2O\)
\(C_3H_8 + 3 O_2 \rightarrow 3 CO_2 + 2 H_2O\)
\(C_3H_8 + 5 O_2 \rightarrow 3 CO_2 + 4 H_2O\)

2. Quelle est la masse molaire de l'acide sulfurique (\(H_2SO_4\)) ? (\(M(\text{S})=32 \text{ g/mol}\))

49 g/mol
98 g/mol
50 g/mol

3. Combien de moles y a-t-il dans 36 g d'eau (\(H_2O\)) ?

2.0 mol
1.0 mol
0.5 mol

Stœchiométrie: La branche de la chimie qui étudie les relations quantitatives (en masse ou en moles) entre les réactifs et les produits dans les réactions chimiques.
Mole: L'unité de mesure de la quantité de matière. Une mole contient un nombre d'entités (atomes, molécules) égal au nombre d'Avogadro (\(6,022 \times 10^{23}\)).
Masse Molaire: La masse d'une mole d'une substance. Elle est exprimée en grammes par mole (g/mol).
Réactif Limitant: Le réactif qui est entièrement consommé en premier dans une réaction chimique et qui, par conséquent, limite la quantité de produits qui peuvent être formés.