🧪 FICHE DE RÉVISION 01 – PREMIÈRE

CHAPITRE 01 – LA MOLE

 🎯 L’ESSENTIEL DU CHAPITRE

La quantité de matière, notée n,

permet de compter indirectement un très grand nombre d’entités chimiques :

🔹 atomes 🔹 molécules 🔹 ions 🔹 électrons…

La mole est l’unité de quantité de matière.

 ⭐ À SAVOIR ABSOLUMENT : 1 mol = 6,02 × 10²³ entités

Ce nombre est la constante d’Avogadro : N_A = 6,02 × 10²³ mol⁻¹

La quantité de matière n s’exprime en : mol

 

1)- 🟦 LA MOLE ET LA QUANTITÉ DE MATIÈRE

-  🔹 Définition

-  La mole est une unité permettant de dénombrer les entités microscopiques.

-  Une mole contient : 6,02 × 10²³ entités

-  Exemples :

-  🟢 1 mol d’atomes de Fe → 6,02 × 10²³ atomes de Fe

-  🟢 1 mol de molécules H₂O → 6,02 × 10²³ molécules H₂O

-  🟢 1 mol d’ions Cl⁻ → 6,02 × 10²³ ions Cl⁻

-  🟢 1 mol d’électrons → 6,02 × 10²³ électrons

-  La quantité de matière est notée : n : Unité : mol

-  La constante d’Avogadro : N_A = 6,02 × 10²³ mol⁻¹

-  ⭐ FORMULE FONDAMENTALE

-  n = N / N_A ou N = n × N_A

-  🧠 ASTUCE

-  Pour trouver N : ➡️ on multiplie n par N_A.

-  Pour trouver n :➡️ on divise N par N_A.

-  📝 EXEMPLE

-  Une goutte d’eau contient :

-  n = 2,1 × 10⁻³ mol

-  Nombre de molécules :

-  N = n × N_A

-  N = 2,1 × 10⁻³ × 6,02 × 10²³

-  N ≈ 1,3 × 10²¹ molécules

 

2)- 🟩 LA MASSE MOLAIRE

 

-  🔹 Définition

-  La masse molaire M d’une espèce chimique est la masse d’une mole de cette espèce.

-  Unité : g·mol⁻¹

-  🔹 Masse molaire atomique

-  Elle correspond à la masse d’une mole d’atomes d’un élément.

-  Quelques valeurs usuelles :

 

3)- 🟨 CALCULER UNE MASSE MOLAIRE MOLÉCULAIRE

-  Pour calculer la masse molaire d’une molécule :

-  ⭐ ON ADDITIONNE LES MASSES MOLAIRES DE TOUS LES ATOMES

-  Exemple : eau H₂O

-  M (H₂O) = 2 × M (H) + M (O)

-  M (H₂O) = 2 × 1,0 + 16,0

-  ⭐ M(H₂O) ≈ 18,0 g · mol⁻¹

-  Exemple : acide sulfurique H₂SO₄

-  M (H₂SO₄) = 2 M (H) + M (S) + 4 M (O)

-  M (H₂SO₄) = 2 × 1,0 + 32,1 + 4 × 16,0

-  ⭐ M(H₂SO₄) ≈ 98,1 g · mol⁻¹

-  Exemple : ammoniac NH₃

-  M (NH₃) = M (N) + 3 M (H)

-  M (NH₃) = 14,0 + 3 × 1,0

-  ⭐ M (NH₃) ≈ 17,0 g · mol⁻¹

-  🚨 PIÈGE N°1 : NE PAS OUBLIER LES INDICES

-  Dans H₂SO_4, il y a :

-  🔹 2 H
🔹 1 S
🔹 4 O

-  M = 2 M (H) + M (S) + 4 M (O)

-  ⚠️ L’indice s’applique uniquement à l’atome qui le précède.

 

4)- 🟧 MASSE MOLAIRE DES IONS

-  Pour un ion monoatomique, la masse des électrons est négligeable devant celle du noyau.

-  M (Na⁺) ≈ M (Na)

-  M (Cl⁻) ≈ M (Cl)

-  Pour un ion polyatomique, on additionne les masses molaires atomiques.

-  Exemple : ion phosphate : PO₄³⁻

-  M (PO₄³⁻) = M (P) + 4 M(O)

-  M (PO₄³⁻) = 31,0 + 4 × 16,0

-  M (PO₄³⁻) ≈ 95,0 g · mol⁻¹

 

5)- 🟥 RELATION ENTRE MASSE ET QUANTITÉ DE MATIÈRE

-  ⭐⭐⭐ FORMULE À CONNAÎTRE PAR CŒUR

-  n = m / M ou m = n × M et M = m / n

-  🧠 TRIANGLE MÉMO

-  n = m / M ; m = n × M ; M = m / n

-  📝 EXEMPLE

-  On dispose de : m = 28,0 g de fer : donnée M (Fe) = 55,8 g · mol⁻¹

-  Alors : n = 28,0 / 55,8

-  ⭐ n ≈ 0,502 mol

-  ⚠️ PIÈGE N°2 : LES UNITÉS DE MASSE

-  Si M est en g · mol⁻¹, alors m doit être en g

-  Conversions indispensables :

-  1 kg = 10³ g

-  1 g = 10³ mg

-  1 mg = 10⁻³ g

-  Exemple

-  380 mg = 0,380 g

-  ⚠️ Ne jamais utiliser directement 380 dans n = m / M si M est en g · mol⁻¹.

 

6)- 🟦 CAS PARTICULIER DES GAZ

-  La relation : n = m / M reste valable pour :

-  🔹 solides
🔹 liquides
🔹 gaz

-  Mais pour un gaz, il est souvent plus pratique de mesurer son volume.

-  🔹 Volume molaire

-  Le volume molaire V_m est le volume occupé par une mole de gaz dans des conditions données de température et de pression.

-  Unité : L · mol⁻¹

-  ⚠️ Le volume molaire dépend :

-  🔸 de la température

-  🔸 de la pression

-  mais pas de la nature du gaz dans les mêmes conditions de température et de pression

-  ⭐ RELATION POUR UN GAZ

-  n = V / V_m ou V = n × V_m

-  📌 VALEURS À CONNAÎTRE

-  À 0 °C et 1,013 × 10⁵ Pa :

-  V_m ≈ 22,4 L · mol⁻¹

-  À 20 °C et 1,013 × 10⁵ Pa :

-  V_m ≈ 24,0 L · mol⁻¹

-  🧠 ASTUCE GAZ

-  Avant d'utiliser : n = V / V_m

-  Demander :

-  ❓ Quelle est la température ?

-  ❓ Quelle est la pression ?

-  ❓ Quelle valeur de Vₘ dois-je utiliser ?

-  ⚠️ Ne jamais utiliser systématiquement 22,4 L · mol⁻¹.

 

7)- 🟩 CONCENTRATION EN QUANTITÉ DE MATIÈRE

-  La concentration en quantité de matière indique la quantité de matière de soluté présente par litre de solution.

-  Elle est notée : C

-  ⭐ FORMULE

-  C = n / V_solution ou n = C × V_solution et V_solution = n / C

-  Unité : mol · L⁻¹

-  🚨 PIÈGE N°3 : LE VOLUME

-  Dans : C = n / V si C est en mol · L⁻¹ => V DOIT ÊTRE EN LITRES.

-  Conversions :

-  1 L = 10³ mL et 1 mL = 10⁻³ L

-  Exemple :

-  100 mL = 0,100 L et 25,0 mL = 0,0250 L

 

8)- 🟨 CONCENTRATION EN MASSE

-  La concentration en masse, ou titre massique, est notée : t

-  Elle représente la masse de soluté par volume de solution.

-  ⭐ FORMULE

-  t = m_soluté / V_solution ou m_soluté = t × V_solution

-  Unité : g · L⁻¹

 

9)- 🔄 RELATION ENTRE C ET t

 

-  On connaît :

-  m = n × M et n = C × V => m = C × V × M

-  Or :

-  t = m / V

-  ⭐⭐⭐ t = C × M et ⭐ C = t / M

-  🧠 ASTUCE

-  Pour passer : g · L⁻¹→ mol · L⁻¹ : on DIVISE par M :

-  C = t / M

-  Pour passer : mol · L⁻¹ → g · L⁻¹ : on MULTIPLIE par M :

-  t = C × M

 

10)- 🧪 PRÉPARER UNE SOLUTION PAR DISSOLUTION

-  On part d'un soluté solide que l'on dissout dans un solvant.

-  MÉTHODE

-  🔹 Calculer la masse de soluté nécessaire.

-  Si la concentration en masse t est connue :

-  m = t × V

-  Si la concentration molaire C est connue :

-  m = C × V × M

-  🧪 PROTOCOLE

-  1️⃣ Peser le soluté

-  Utiliser une balance.

-  2️⃣ Introduire le soluté dans la fiole jaugée.

-  3️⃣ Ajouter de l’eau distillée.

-  4️⃣ Dissoudre complètement.

-  5️⃣ Compléter jusqu’au trait de jauge.

-  6️⃣ Boucher et homogénéiser.

-  🚨 PIÈGE N°4

-  100 mL ≠ 100 L

-  Pour les calculs : 100 mL = 0,100 L

 

11)- 🟪 DILUTION

-  La dilution consiste à ajouter du solvant à une solution.

-  On obtient : Solution mère → Solution fille

-  La solution fille est : moins concentrée

-  ⭐ C_f < C_m

-  🔹 CONSERVATION DE LA QUANTITÉ DE MATIÈRE

-  Lors d'une dilution :

-  ⭐ la quantité de matière de soluté prélevée est conservée.

-  n_m = n_f

-  n_m = C_m × V_m

-  n_f = C_f × V_f

-  ⭐⭐⭐ C_m × V_m = C_f × V_f

-  C'est LA relation fondamentale de la dilution.

 

12)- 🟧 FACTEUR DE DILUTION

-  Le facteur de dilution est noté : F

-  ⭐ FORMULE : F = C_m / C_f

-  F = V / V

-  F = C_m / C_f = V_f / Vm

-  🧠 À RETENIR

-  Lors d'une dilution :

-  C_f < C_m

-  V_f > V_m

-  F > 1

-  n_m = n_f

 

13)- 🧪 PROTOCOLE EXPÉRIMENTAL DE DILUTION

-  1️⃣ Verser un peu de solution mère dans un bécher.

-  ⚠️ Ne jamais pipeter directement dans le flacon de solution mère.

-  2️⃣ Prélever V_m avec une pipette jaugée + propipette.

-  3️⃣ Introduire le prélèvement dans une fiole jaugée.

-  4️⃣ Ajouter de l'eau distillée.

-  5️⃣ Approcher du trait de jauge.

-  6️⃣ Compléter précisément jusqu'au trait.

-  7️⃣ Boucher.

-  8️⃣ Homogénéiser par retournements.

 

Première étape : Verser suffisamment de solution Mère dans un bécher	Deuxième étape : On prélève le volume nécessaire de solution Mère à l’aide d’une  pipette jaugée munie de sa propipette	Troisième étape : On verse le volume nécessaire de solution dans la fiole jaugée de  volume approprié..
On ne pipette jamais directement dans le flacon qui contient la solution Mère
Quatrième étape : On ajoute de l’eau distillée et on agite  mélanger et homogénéiser	Cinquième étape : On complète avec une pissette d’eau distillée jusqu’au trait de jauge.	Sixième étape : on agite pour homogénéiser.  La solution est prête.

-  ⚠️ PIÈGE N°5 : CHOIX DE LA VERRERIE

-  Pipette jaugée

-  ➡️ prélever précisément un volume.

-  Fiole jaugée

-  ➡️ préparer précisément un volume final.

-  Bécher

-  ➡️ contenir/transvaser ; PAS destiné à mesurer précisément un volume.

 

14)- 🟦 DOSAGE PAR ÉTALONNAGE

-  Le dosage par étalonnage permet de déterminer la concentration d'une solution inconnue.

-  Principe :

-  On prépare plusieurs solutions étalons de concentrations connues.

-  On mesure une grandeur physique caractéristique.

-  Exemple :

-  l'absorbance A

-  On construit ensuite une :

-  ⭐ COURBE D'ÉTALONNAGE

-  A = f (C)

-  La concentration inconnue est obtenue grâce à cette courbe.

-  Le cours définit le dosage par étalonnage comme une comparaison entre une grandeur physique caractéristique de la solution inconnue et celles de solutions étalons.

 

15)- 🟩 ABSORBANCE

-  L'absorbance d'une solution colorée est notée : A

-  Elle dépend notamment de la longueur d'onde λ utilisée.

-  Unité : A est SANS UNITÉ

-  Un spectrophotomètre permet de mesurer l'absorbance.

-  La lumière incidente a une intensité I₀.

-  Après traversée de la solution :

-  I < I₀

-  Une partie de la lumière est absorbée.

 

16)- 🟨 LONGUEUR D'ONDE λ

-  L'absorbance dépend de la longueur d'onde.

-  On peut tracer : A = f (λ)

-  Le maximum de la courbe correspond à : ⭐ λ_max

-  Pour le diiode dans l'exemple du cours :

-  λ_max ≈ 475 nm

-  Pour les mesures d'étalonnage, une longueur d'onde de 450 nm peut être choisie afin d'éviter la saturation du spectrophotomètre aux concentrations élevées.

 

17)- 🎨 COULEUR D'UNE SOLUTION

-  Une solution apparaît généralement de la couleur complémentaire des radiations qu'elle absorbe principalement.

-  Exemple du diiode : Le diiode absorbe principalement dans le bleu.

-  ➡️ La couleur observée est complémentaire :

-  🟡 jaune

 

18)- 🟥 « FAIRE LE BLANC »

-  Avant les mesures au spectrophotomètre :

-  ⭐ faire le blanc

-  Cela permet de régler le zéro d'absorbance afin de ne pas tenir compte de l'absorbance due :

-  🔹 à la cuve

-  🔹 au solvant

-  La mesure concerne ainsi principalement l'espèce colorée étudiée.

 

19)- 🟪 LOI DE BEER-LAMBERT

-  Pour une solution suffisamment diluée :

-  ⭐⭐⭐ A ∝ C

-  L'absorbance est proportionnelle à la concentration.

-  On peut écrire :

-  A = k × C

-  Pour une épaisseur de cuve donnée.

-  ⭐ FORMULE COMPLÈTE

-  A (λ) = ε (λ) × ℓ × C

-  Le coefficient ε dépend notamment de la nature de l'espèce, de la longueur d'onde, du solvant et de la température.

-  ⚠️ PIÈGE N°6 : BEER-LAMBERT N'EST PAS TOUJOURS VALABLE

-  La relation :

-  A = k × C

-  est valable dans un domaine où les solutions sont suffisamment diluées.

-  Si les points ne forment plus une droite :

-  ⚠️ la proportionnalité n'est plus vérifiée.

-  ⚠️ Il ne faut pas extrapoler abusivement la courbe.

 

20)- 🟦 COURBE D'ÉTALONNAGE

-  Solutions étalons :

-  C₁ → C₂ → C₃ → C₄…

-  On trace : A = f (C)

-  Si Beer-Lambert est vérifiée :

-  ⭐ Droite passant par l'origine

-  Alors : A = k × C

-  Pour déterminer une concentration inconnue :

-  1️⃣ Mesurer A_inconnue.

-  2️⃣ Reporter A sur l'axe vertical.

-  3️⃣ Rejoindre la droite d'étalonnage.

-  4️⃣ Lire C sur l'axe horizontal.

-  ⭐ C_inconnue = lecture graphique

 

21)- 🚨 ERREURS ET PIÈGES À ÉVITER

-  ❌ 1. Confondre n et N

-  n = quantité de matière → mol

-  N = nombre d'entités → sans unité

-  ❌ 2. Confondre M et m

-  M = masse molaire → g · mol⁻¹

-  m = masse → g

-  ❌ 3. Oublier N_A

-  Pour passer de n à N :

-  N = n × N_A

-  ❌ 4. Oublier les indices chimiques

-  H₂O :

-  ➡️ 2 H + 1 O

-  SO₄²⁻ :

-  ➡️ 1 S + 4 O

-  ❌ 5. Utiliser des mL dans C = n / V

-  Convertir :

-  mL → L

-  ❌ 6. Utiliser 22,4 L·mol⁻¹ sans vérifier les conditions

-  Le volume molaire dépend de T et P.

-  ❌ 7. Inverser la relation de dilution

-  Bonne relation :

-  C_m × V_m = C_f × V_f

-  ❌ 8. Croire que la quantité de matière diminue pendant une dilution

-  ❌ Faux.

-  La quantité de matière de soluté prélevée est conservée.

-  ❌ 9. Confondre concentration molaire et concentration massique

-  C → mol · L⁻¹

-  t → g · L⁻¹

-  ❌ 10. Oublier de faire le blanc

-  Avant une mesure d'absorbance, il faut effectuer le réglage du zéro.

-  ❌ 11. Utiliser Beer-Lambert hors domaine de validité

-  Il faut vérifier que les points sont compatibles avec une relation de proportionnalité.

 

22)- 🧠 MÉTHODE TYPE – EXERCICE SUR LA MOLE

-  ÉTAPE 1 : ➡️ Identifier l'espèce chimique.

-  ÉTAPE 2 : ➡️ Identifier la grandeur recherchée.

-  ÉTAPE 3 : ➡️ Écrire la formule.

-  ÉTAPE 4 : ➡️ Vérifier les unités.

-  ÉTAPE 5 : ➡️ Convertir les données si nécessaire.

-  ÉTAPE 6 : ➡️ Effectuer le calcul.

-  ÉTAPE 7 : ➡️ Donner le résultat avec son unité.

-  ÉTAPE 8 : ➡️ Vérifier l'ordre de grandeur.

 

23)- ⭐ TABLEAU DES FORMULES À CONNAÎTRE

 

 

Fiche de révision 02— Chapitre 01 : La mole

Objectif :

savoir passer du nombre d’entités à la quantité de matière,

de la masse à la quantité de matière,

du volume d’un gaz à la quantité de matière,

et utiliser les concentrations pour préparer,

diluer ou doser une solution.

 

1)- À connaître absolument

-  Une mole est un paquet contenant 6,02 × 10²³ entités chimiques identiques : atomes, molécules, ions, électrons…

-  La quantité de matière n sert à compter les entités à l’échelle macroscopique : elle s’exprime en mol.

-  La masse molaire M est la masse d’une mole d’une espèce chimique :

-  elle s’exprime en g · mol⁻¹.

-  Pour une molécule ou un ion polyatomique, M se calcule en additionnant les masses molaires atomiques de tous les atomes présents dans la formule.

-  Pour un gaz, à température et pression données, une mole occupe un volume appelé volume molaire V_m.

-  Lors d’une dilution, la quantité de matière de soluté se conserve :

-  C_m × V_m = C_f × V_f.

2)- Méthodes express

 

3)- Astuces de réussite

-  Faire un tableau “Données / Cherché / Formule / Calcul / Unité”. Cela évite les oublis et rend le raisonnement clair.

-  Convertir avant de calculer :

-  100 mL = 0,100 L ; 1,00 kg = 1000 g ; 1 mmol·L⁻¹ = 1,0 × 10⁻³ mol·L⁻¹.

-  Lire correctement une formule chimique : dans H₂SO₄, il y a 2 H, 1 S et 4 O,

-  M = 2 M (H) + M (S) + 4 M (O).

-  Pour les ions monoatomiques, la masse des électrons est négligeable :

-  M (Na⁺) ≈ M (Na), M (Cl⁻) ≈ M (Cl).

-  Pour les gaz, toujours vérifier les conditions de température et de pression :

-  V_m dépend de ces conditions.

-  Pour une dilution, le soluté ne disparaît pas : seule la concentration diminue car le volume augmente.

4)- Erreurs fréquentes et pièges à éviter

 

5)- Mini-exemples à savoir refaire

-  28,0 g de fer :

-  M (Fe) ≈ 55,8 g·mol⁻¹

-  n = 28,0 / 55,8

-  n ≈ 0,502 mol.

-  0,500 mol de soufre :

-  M (S) = 32,1 g·mol⁻¹

-  m = 0,500 × 32,1

-  m ≈ 16,1 g.

-  1,00 L d’eau : m = 1000 g et M(H₂O) = 18,0 g·mol⁻¹

-  n = 1000 / 18,0

-  n ≈ 55,6 mol.

-  Solution de glucose :

-  si t = 18,0 g·L⁻¹ et M (C₆H₁₂O₆) = 180 g·mol⁻¹,

-  alors C = t / M

-  C = 18,0 / 180

-  C ≈ 0,100 mol·L⁻¹.

-  À retenir en une phrase :

-  la mole est le pont entre le monde microscopique des entités chimiques et les grandeurs mesurables au laboratoire : masse, volume et concentration.

6)- Carte mentale synthétique — La mole