Ressources · 2ⁿᵈᵉ · Physique-Chimie (2nde)
Dénombrer les entités : la mole
Masse d’une entité (atome, molécule, ion) à partir de sa formule brute ; nombre d’entités d’un échantillon ; la mole et la constante d’Avogadro ; passer de la masse à la quantité de matière et retour ; compter les entités d’un liquide, d’un mélange et d’un solide ionique.
À propos de cette page
Les 36 questions du QCM en version texte
Pour réviser sans écran ou imprimer : chaque question avec ses propositions ; la bonne réponse et son explication se déplient.
Niveau facile ★ — 12 questions
La constante d’Avogadro vaut environ :
- A. 6,02 × 10⁻²³ mol⁻¹
- B. 1,67 × 10⁻²⁷ mol⁻¹
- C. 6,02 × 10²³ mol⁻¹
- D. 6,02 × 10²³ g
Réponse
C. 6,02 × 10²³ mol⁻¹ — Une mole contient 6,02 × 10²³ entités : la constante vaut 6,02 × 10²³ mol⁻¹, un très grand nombre par mole. Un exposant négatif donnerait un nombre minuscule, et le gramme n’est pas son unité.
Une quantité de matière s’exprime en :
- A. moles (mol)
- B. grammes (g)
- C. litres (L)
- D. par mole (mol⁻¹)
Réponse
A. moles (mol) — La quantité de matière n se mesure en moles ; le mol⁻¹ est l’unité de la constante d’Avogadro, le gramme celle d’une masse.
Depuis le 20 mai 2 019, une mole est définie comme :
- A. la quantité de matière contenue dans 1 kg
- B. le nombre d’atomes de 1 g d’hydrogène
- C. le nombre de molécules de 1 L d’eau
- D. exactement 6,022 140 76 × 10²³ entités
Réponse
D. exactement 6,022 140 76 × 10²³ entités — La mole est un nombre fixé d’entités, sans référence à une masse. Avant 2 019, elle était définie par les atomes de 0,012 kg de carbone 12.
La masse d’une molécule se calcule :
- A. en multipliant entre elles les masses de ses atomes
- B. en additionnant les masses de ses atomes
- C. en ne comptant que son atome le plus lourd
- D. en divisant sa formule par la constante d’Avogadro
Réponse
B. en additionnant les masses de ses atomes — Une molécule est un assemblage d’atomes : sa masse est la somme des masses de tous ses atomes, chacune comptée autant de fois que l’indique la formule brute.
Dans l’expression « une mole de dioxygène », l’entité comptée est :
- A. l’atome O
- B. la molécule O₂
- C. l’ion O²⁻
- D. le gramme de dioxygène
Réponse
B. la molécule O₂ — Le dioxygène est formé de molécules O₂ : une mole de dioxygène est une mole de molécules, qui contient deux moles d’atomes d’oxygène.
La formule brute d’une espèce chimique indique :
- A. la masse d’une entité en kilogrammes
- B. le nombre d’entités de l’échantillon
- C. la quantité de matière de l’échantillon
- D. la nature et le nombre des atomes d’une entité
Réponse
D. la nature et le nombre des atomes d’une entité — Les symboles donnent la nature des atomes, les indices leur nombre. La masse d’une entité se calcule ensuite à partir de la formule.
Un ion a pratiquement la même masse que les atomes dont il provient, car :
- A. la masse des électrons est négligeable
- B. il a gagné ou perdu des protons
- C. un ion chargé n’a pas de masse
- D. ses neutrons compensent sa charge
Réponse
A. la masse des électrons est négligeable — Un ion gagne ou perd seulement des électrons, environ 1 830 fois plus légers qu’un nucléon : sa masse ne change pas de façon mesurable.
Le nombre N d’entités d’un échantillon de masse m vaut :
- A. N = m(entité) ÷ m(échantillon)
- B. N = m(échantillon) × m(entité)
- C. N = m(échantillon) ÷ m(entité)
- D. N = m(échantillon) × 6,02 × 10²³
Réponse
C. N = m(échantillon) ÷ m(entité) — On cherche combien d’entités de masse m(entité) font la masse m : on divise la masse de l’échantillon par celle d’une entité.
Pour calculer N = m ÷ m(entité), les deux masses doivent être :
- A. en grammes obligatoirement
- B. arrondies à l’unité près
- C. divisées toutes deux par 1 000
- D. dans la même unité
Réponse
D. dans la même unité — Les deux kilogrammes (ou les deux grammes) se simplifient ; avec des grammes divisés par des kilogrammes, le résultat est 1 000 fois trop grand.
Le nombre N d’entités d’un échantillon s’exprime :
- A. en moles
- B. sans unité
- C. en mol⁻¹
- D. en kilogrammes
Réponse
B. sans unité — N compte des objets : c’est un nombre pur, sans unité. La mole est l’unité de la quantité de matière n, qui range ces entités en paquets.
Pour passer du nombre d’entités N à la quantité de matière n, on :
- A. multiplie N par la constante d’Avogadro
- B. divise N par la masse d’une entité
- C. divise N par la constante d’Avogadro
- D. multiplie N par la masse d’une entité
Réponse
C. divise N par la constante d’Avogadro — n = N ÷ 6,02 × 10²³ : on compte le nombre de « paquets » de 6,02 × 10²³ entités. Multiplier par la masse d’une entité donnerait une masse.
Quelques grammes de matière contiennent un nombre d’entités de l’ordre de :
- A. 10²² à 10²⁴
- B. 10² à 10⁴
- C. 10⁹ à 10¹⁰
- D. 10⁻²⁴ à 10⁻²²
Réponse
A. 10²² à 10²⁴ — Une entité pèse de l’ordre de 10⁻²⁶ kg : quelques grammes (10⁻³ kg) en contiennent de l’ordre de 10²² à 10²⁴. Un nombre d’entités n’est jamais inférieur à 1.
Niveau moyen ★★ — 12 questions
Avec des atomes N de 2,33 × 10⁻²⁶ kg et H de 1,67 × 10⁻²⁷ kg, la masse d’une molécule d’ammoniac NH₃ vaut :
- A. 2,50 × 10⁻²⁶ kg
- B. 2,83 × 10⁻²⁶ kg
- C. 6,99 × 10⁻²⁶ kg
- D. 2,33 × 10⁻²⁶ kg
Réponse
B. 2,83 × 10⁻²⁶ kg — m = 2,33 × 10⁻²⁶ + 3 × 1,67 × 10⁻²⁷ = 2,33 × 10⁻²⁶ + 0,501 × 10⁻²⁶ = 2,83 × 10⁻²⁶ kg. 2,50 × 10⁻²⁶ ne compte qu’un seul H ; 6,99 × 10⁻²⁶ multiplie l’azote par 3.
Un échantillon contient 1,2 × 10²³ molécules. Sa quantité de matière vaut :
- A. 5,0 mol
- B. 7,2 × 10⁴⁶ mol
- C. 0,50 mol
- D. 0,20 mol
Réponse
D. 0,20 mol — n = N ÷ 6,02 × 10²³ = 1,2 × 10²³ ÷ (6,02 × 10²³) ≈ 0,20 mol. 7,2 × 10⁴⁶ vient d’une multiplication au lieu d’une division, 5,0 d’un quotient pris à l’envers.
Nombre d’entités contenues dans 3,0 × 10⁻² mol :
- A. 1,8 × 10²²
- B. 2,0 × 10²⁵
- C. 5,0 × 10⁻²⁶
- D. 1,8 × 10²¹
Réponse
A. 1,8 × 10²² — N = n × 6,02 × 10²³ = 3,0 × 10⁻² × 6,02 × 10²³ ≈ 1,8 × 10²². 5,0 × 10⁻²⁶ est le quotient à l’envers ; 1,8 × 10²¹ vient d’une erreur sur la puissance de dix.
Masse de 2,0 × 10²³ atomes d’aluminium (4,48 × 10⁻²⁶ kg chacun) :
- A. 0,896 g
- B. 8,96 kg
- C. 8,96 g
- D. 4,46 × 10⁴⁸ g
Réponse
C. 8,96 g — m = N × m(atome) = 2,0 × 10²³ × 4,48 × 10⁻²⁶ = 8,96 × 10⁻³ kg, soit 8,96 g. 4,46 × 10⁴⁸ vient d’une division au lieu d’une multiplication.
Nombre d’atomes contenus dans 0,56 g de fer (atome : 9,27 × 10⁻²⁶ kg) :
- A. 6,0 × 10²⁴
- B. 5,2 × 10⁻²⁹
- C. 1,7 × 10⁻²²
- D. 6,0 × 10²¹
Réponse
D. 6,0 × 10²¹ — 0,56 g = 5,6 × 10⁻⁴ kg ; N = 5,6 × 10⁻⁴ ÷ (9,27 × 10⁻²⁶) ≈ 6,0 × 10²¹. 6,0 × 10²⁴ oublie la conversion des grammes ; 5,2 × 10⁻²⁹ multiplie les deux masses.
Masse d’un ion carbonate CO₃²⁻ (C : 1,99 × 10⁻²⁶ kg ; O : 2,66 × 10⁻²⁶ kg) :
- A. 9,97 × 10⁻²⁶ kg
- B. 4,65 × 10⁻²⁶ kg
- C. 8,63 × 10⁻²⁶ kg
- D. 7,31 × 10⁻²⁶ kg
Réponse
A. 9,97 × 10⁻²⁶ kg — m = 1,99 × 10⁻²⁶ + 3 × 2,66 × 10⁻²⁶ = 9,97 × 10⁻²⁶ kg ; les deux électrons en plus ne comptent pas. 8,63 × 10⁻²⁶ applique l’indice 3 au carbone.
Nombre d’atomes d’oxygène dans 0,50 mol de molécules de dioxyde de carbone CO₂ :
- A. 3,01 × 10²³
- B. 1,20 × 10²⁴
- C. 6,02 × 10²³
- D. 9,03 × 10²³
Réponse
C. 6,02 × 10²³ — Chaque molécule CO₂ contient 2 atomes O : 2 × 0,50 = 1,0 mol d’atomes d’oxygène, soit 6,02 × 10²³ atomes. 3,01 × 10²³ est le nombre de molécules.
Quantité de matière de 3,6 g de carbone (atome : 1,99 × 10⁻²⁶ kg) :
- A. 300 mol
- B. 0,30 mol
- C. 1,8 × 10²³ mol
- D. 3,3 mol
Réponse
B. 0,30 mol — N = 3,6 × 10⁻³ ÷ (1,99 × 10⁻²⁶) ≈ 1,8 × 10²³ atomes, puis n = 1,8 × 10²³ ÷ (6,02 × 10²³) ≈ 0,30 mol. 1,8 × 10²³ est N, pas n ; 300 mol oublie la conversion.
Masse de 0,250 mol de molécules d’eau (2,99 × 10⁻²⁶ kg chacune) :
- A. 4,50 g
- B. 4,50 kg
- C. 0,450 g
- D. 7,48 × 10⁻²⁷ g
Réponse
A. 4,50 g — N = 0,250 × 6,02 × 10²³ = 1,505 × 10²³ ; m = 1,505 × 10²³ × 2,99 × 10⁻²⁶ ≈ 4,50 × 10⁻³ kg, soit 4,50 g. 7,48 × 10⁻²⁷ oublie de passer par le nombre de molécules.
Quantité de matière d’une électrode en platine pur de 3,24 g (atome : 3,24 × 10⁻²⁵ kg) :
- A. 1,00 × 10²² mol
- B. 16,6 mol
- C. 1,66 × 10⁻² mol
- D. 6,02 × 10⁻² mol
Réponse
C. 1,66 × 10⁻² mol — N = 3,24 × 10⁻³ ÷ (3,24 × 10⁻²⁵) = 1,00 × 10²² atomes ; n = 1,00 × 10²² ÷ (6,02 × 10²³) ≈ 1,66 × 10⁻² mol. 1,00 × 10²² est un nombre, pas une quantité en mol.
Une masse d’entité de 4,0 × 10⁻²⁶ kg s’écrit aussi :
- A. 4,0 × 10⁻²⁹ g
- B. 4,0 × 10⁻²³ g
- C. 4,0 × 10⁻²⁰ g
- D. 4,0 × 10⁻²⁶ g
Réponse
B. 4,0 × 10⁻²³ g — 1 kg = 10³ g : on multiplie par 10³, donc 10⁻²⁶ × 10³ = 10⁻²³. Diviser par 1 000 donnerait 10⁻²⁹ g, une masse 10⁶ fois trop petite.
Quantité de matière de 18,0 mL d’eau (ρ = 1,00 g/mL ; molécule : 2,99 × 10⁻²⁶ kg) :
- A. 18,0 mol
- B. 6,02 × 10²³ mol
- C. 1,00 × 10⁻³ mol
- D. 1,00 mol
Réponse
D. 1,00 mol — m = 18,0 g = 1,80 × 10⁻² kg ; N = 1,80 × 10⁻² ÷ (2,99 × 10⁻²⁶) ≈ 6,02 × 10²³ molécules, soit 1,00 mol. 6,02 × 10²³ est le nombre de molécules, sans unité.
Niveau difficile ★★★ — 12 questions
Une mole de molécules d’eau et une mole de molécules de glucose :
- A. ont la même masse
- B. occupent le même volume
- C. sont formées des mêmes atomes
- D. contiennent le même nombre de molécules
Réponse
D. contiennent le même nombre de molécules — Toute mole contient 6,02 × 10²³ entités. Les masses diffèrent : une molécule de glucose est bien plus lourde qu’une molécule d’eau.
Un atome de carbone a une masse de 1,99 × 10⁻²⁶ kg. Une mole d’atomes de carbone a une masse de :
- A. 1,99 × 10⁻²⁶ g
- B. 12,0 g
- C. 3,31 × 10⁻⁵⁰ g
- D. 12,0 kg
Réponse
B. 12,0 g — m = 1,99 × 10⁻²⁶ × 6,02 × 10²³ ≈ 1,20 × 10⁻² kg = 12,0 g : la masse d’un atome multipliée par le nombre d’atomes d’une mole. 3,31 × 10⁻⁵⁰ vient d’une division.
Une entité a une masse de 3,0 × 10⁻²³ g. Un échantillon de 7,5 g de cette espèce contient :
- A. 2,5 × 10²⁰ entités
- B. 2,5 × 10²⁶ entités
- C. 2,5 × 10²³ entités
- D. 4,0 × 10⁻²⁴ entités
Réponse
C. 2,5 × 10²³ entités — Les deux masses sont déjà dans la même unité, le gramme : N = 7,5 ÷ (3,0 × 10⁻²³) = 2,5 × 10²³. Convertir une seule des deux masses en kilogrammes donne 2,5 × 10²⁰ ou 2,5 × 10²⁶ ; 4,0 × 10⁻²⁴ est le quotient à l’envers.
Un échantillon de dioxygène contient 0,10 mol d’atomes d’oxygène. Il contient :
- A. 0,050 mol de molécules O₂
- B. 0,10 mol de molécules O₂
- C. 0,20 mol de molécules O₂
- D. 6,02 × 10²³ molécules O₂
Réponse
A. 0,050 mol de molécules O₂ — Chaque molécule O₂ contient 2 atomes : il y a deux fois moins de molécules que d’atomes, soit 0,050 mol de molécules.
On compare 1 g de dihydrogène H₂ et 1 g de dioxygène O₂ (H : 1,67 × 10⁻²⁷ kg ; O : 2,66 × 10⁻²⁶ kg) :
- A. les deux contiennent autant de molécules
- B. le dioxygène contient environ 16 fois plus de molécules
- C. le dihydrogène contient environ 16 fois plus de molécules
- D. le dihydrogène contient 2 fois plus de molécules
Réponse
C. le dihydrogène contient environ 16 fois plus de molécules — Une molécule O₂ (5,32 × 10⁻²⁶ kg) est environ 16 fois plus lourde qu’une molécule H₂ (3,34 × 10⁻²⁷ kg) : à masse égale, il y a 16 fois plus de molécules H₂.
Un échantillon de fer et un échantillon de cuivre ont la même quantité de matière. Un atome de cuivre est plus lourd qu’un atome de fer. Donc :
- A. l’échantillon de cuivre a la plus grande masse
- B. les deux échantillons ont la même masse
- C. l’échantillon de fer a la plus grande masse
- D. le cuivre contient plus d’atomes
Réponse
A. l’échantillon de cuivre a la plus grande masse — Même quantité de matière, donc même nombre d’atomes. Chaque atome de cuivre étant plus lourd, l’échantillon de cuivre est le plus lourd.
On exprime les quantités de matière en moles plutôt qu’en nombre d’entités, car :
- A. la mole est une unité plus précise que le nombre
- B. le nombre d’entités change avec la température
- C. la mole mesure directement la masse
- D. on obtient des nombres usuels au lieu de nombres géants
Réponse
D. on obtient des nombres usuels au lieu de nombres géants — Compter en paquets de 6,02 × 10²³ entités ramène des nombres gigantesques à quelques moles ou fractions de mole, des nombres commodes pour calculer.
On dissout 0,10 mol de chlorure d’aluminium AlCl₃. La solution contient :
- A. 0,10 mol d’ions chlorure
- B. 0,30 mol d’ions chlorure
- C. 0,033 mol d’ions chlorure
- D. 0,40 mol d’ions chlorure
Réponse
B. 0,30 mol d’ions chlorure — Chaque entité AlCl₃ contient 1 ion Al³⁺ et 3 ions Cl⁻ : 3 × 0,10 = 0,30 mol d’ions chlorure. 0,40 mol est le total des ions, Al³⁺ compris.
Une cuillère de 40 g est en argent « 925 » : elle contient 92,5 % d’argent en masse, le reste étant surtout du cuivre. Pour compter ses atomes d’argent, on divise par la masse d’un atome d’argent :
- A. 40 g convertis en kg
- B. 37 g convertis en kg
- C. 3,0 g convertis en kg
- D. 43 g convertis en kg
Réponse
B. 37 g convertis en kg — Seul l’argent est compté : sa masse vaut 0,925 × 40 = 37 g. 3,0 g est la masse des autres métaux, 43 g une masse divisée par 0,925.
Pour une espèce chimique donnée, la masse d’un échantillon et sa quantité de matière sont :
- A. toujours égales
- B. sans aucun lien
- C. inversement proportionnelles
- D. proportionnelles
Réponse
D. proportionnelles — m = n × 6,02 × 10²³ × m(entité) : pour une même espèce, doubler la quantité de matière double la masse. Le coefficient change d’une espèce à l’autre.
Un échantillon contient 2,0 mol de molécules d’eau H₂O. Le nombre total d’atomes qu’il contient vaut :
- A. 3,6 × 10²⁴
- B. 1,2 × 10²⁴
- C. 2,4 × 10²⁴
- D. 1,8 × 10²⁴
Réponse
A. 3,6 × 10²⁴ — Il y a 2,0 × 6,02 × 10²³ ≈ 1,2 × 10²⁴ molécules, de 3 atomes chacune : 3 × 1,2 × 10²⁴ ≈ 3,6 × 10²⁴ atomes. 1,2 × 10²⁴ est le nombre de molécules.
Pour N = 1,204 × 10²⁴ entités, un élève écrit n = 6,02 × 10²³ ÷ N et trouve 0,500 mol. La bonne valeur est :
- A. 0,500 mol
- B. 7,25 × 10⁴⁷ mol
- C. 2,00 mol
- D. 1,20 mol
Réponse
C. 2,00 mol — n = N ÷ 6,02 × 10²³ = 1,204 × 10²⁴ ÷ (6,02 × 10²³) = 2,00 mol : l’élève a pris le quotient à l’envers. 7,25 × 10⁴⁷ serait le produit.
Moi c'est Ben, j'ai créé ce site pour aider le plus d'élèves possible, partout en France. Je peux aussi reprendre avec toi ce qui coince en cours particulier : en visio, ou à domicile si tu es à Marseille.
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