Chapitre 10 − Quantité de matière

1. Masse d’une entité

La masse d’une entité (atome, molécule, ion, …) est égale à la somme des masses des atomes qui la composent

exemple : m(H₂O)= 2 × m(H) + m(O)

2 et 3 p. 91

Le nombre d’entités dans un échantillon de masse m est N.

\(N = \frac{m}{m_\text{entité}}\)

avec
N : nombre d’entités dans l’échantillon (sans unité) m : masse de l’échantillon (g ou kg) m_entité : masse d’une entité (g ou kg)

Attention : m et m_entité doivent être exprimés dans la même unité.

\(\begin{aligned} m_\text{atome} &= A \times m_\text{nucléons}\\ &= 12 \times 1,67·10^{-24}\\ &= 2,00 \times 10^{-23}\text{ g} \end{aligned}\)

C’est impossible. Un atome de carbone est beaucoup trop petit.

Combien y a t-il d’atomes de carbone dans 1g? Comparer cette valeur à la population mondiale

Il y a \(\frac{1}{2,00·10^{23}} = 5,00·10^{22}\) atomes dans 1 g de carbone.

Il y a 8 milliards de personnes sur la Terre soit \(8·10^9\).

\(\frac{5,00·10^{22}}{8,00·10^9} = 10^{12}\)

Il y a mille milliards de fois plus d’atomes dans 1 g de carbone que de personnes sur la Terre !

Une mole est un paquet contenant 6,02 × 10²³ entités chimiques. Ce nombre, noté N_A, est appelé la constante d’avogadro et s’exprime en mol^-1.
La quantité de matière, notée n s’exprime en moles (mol).
La quantité de matière n le nombre d’entités N et la constante d’avogadro N_A sont liés par la relation :

\(n = \frac{N}{N_A}\)

exemple : déterminons la quantité de matière d’un échantillon de cuivre de 3,01·10²⁴ atomes.

\(\begin{aligned} n_{Cu} &= \frac{N_{Cu}}{N_A}\\ &=\frac{3,01·10^{24}}{6,02·10^{23}}\\ &= 5,0\text{ mol} \end{aligned}\)