mole avogadro masse molaire

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Facile15 exercices

Exercice 1calculer une masse molaire

Calcule la masse molaire $M$ de chacune des espèces suivantes.

a)
$\ce{O2}$
On additionne les masses molaires atomiques, pondérées par les indices de la formule.
$M(\ce{O2}) = 2\times 16 = 32\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ .
b)
$\ce{CO2}$
$M(\ce{CO2}) = 12 + 2\times 16 = 44\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ .
c)
$\ce{NaCl}$
$M(\ce{NaCl}) = 23 + 35{,}5 = 58.5\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ .
d)
$\ce{H2SO4}$
$M(\ce{H2SO4}) = 2\times 1 + 32 + 4\times 16 = 98\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ .
e)
$\ce{CaCO3}$
$M(\ce{CaCO3}) = 40 + 12 + 3\times 16 = 100\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ .

Exercice 2de la masse à la quantité de matière

Détermine la quantité de matière $n$ correspondant à chaque échantillon ( $n = m/M$ ).

a)
$64\,\mathrm{g}$ de $\ce{O2}$ ( $M=32\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ )
On divise chaque masse par la masse molaire : $n = m/M$ .
$n = \dfrac{64}{32} = 2.00\,\mathrm{mol}$ .
b)
$22\,\mathrm{g}$ de $\ce{CO2}$ ( $M=44\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ )
$n = \dfrac{22}{44} = 0.500\,\mathrm{mol}$ .
c)
$29.25\,\mathrm{g}$ de $\ce{NaCl}$ ( $M=58.5\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ )
$n = \dfrac{29{,}25}{58{,}5} = 0.500\,\mathrm{mol}$ .
d)
$9.8\,\mathrm{g}$ de $\ce{H2SO4}$ ( $M=98\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ )
$n = \dfrac{9{,}8}{98} = 0.100\,\mathrm{mol}$ .

Exercice 3de la quantité de matière au nombre d'entités

Combien d'entités contient chaque échantillon ( $N = n\,N_{\mathrm{A}}$ ) ?

a)
$2\,\mathrm{mol}$ de molécules $\ce{H2O}$
On multiplie par $N_{\mathrm{A}} = 6{,}02\times10^{23}$ .
$N = 2\times 6{,}02\times10^{23} = 1{,}20\times10^{24}$ molécules.
b)
$0.5\,\mathrm{mol}$ d'atomes de fer
$N = 0{,}5\times 6{,}02\times10^{23} = 3{,}01\times10^{23}$ atomes.
c)
$0.25\,\mathrm{mol}$ d'ions $\ce{Cl-}$
$N = 0{,}25\times 6{,}02\times10^{23} = 1{,}51\times10^{23}$ ions.
d)
$3\,\mathrm{mol}$ de molécules $\ce{N2}$
$N = 3\times 6{,}02\times10^{23} = 1{,}81\times10^{24}$ molécules.

Exercice 4du nombre d'entités à la quantité de matière

Détermine la quantité de matière $n$ correspondant à ( $n = N/N_{\mathrm{A}}$ ) :

a)
$1{,}204\times10^{24}$ molécules
On divise par $N_{\mathrm{A}}$ .
$n = \dfrac{1{,}204\times10^{24}}{6{,}02\times10^{23}} = 2.00\,\mathrm{mol}$ .
b)
$3{,}01\times10^{23}$ atomes
$n = \dfrac{3{,}01\times10^{23}}{6{,}02\times10^{23}} = 0.500\,\mathrm{mol}$ .
c)
$6{,}02\times10^{22}$ ions
$n = \dfrac{6{,}02\times10^{22}}{6{,}02\times10^{23}} = 0.100\,\mathrm{mol}$ .

Exercice 5une mole « de quoi » ?

Pour chaque échantillon, donne la quantité de matière d'atomes demandée.

a)
Nombre de moles d'atomes d'oxygène dans $2\,\mathrm{mol}$ de $\ce{CO2}$ .
On multiplie la quantité de molécules par le nombre d'atomes concernés par molécule.
Chaque $\ce{CO2}$ porte $2$ atomes $\ce{O}$ : $2\times 2 = 4\,\mathrm{mol}$ d'atomes d'oxygène.
b)
Nombre de moles d'atomes d'hydrogène dans $0.5\,\mathrm{mol}$ de $\ce{H2O}$ .
Chaque $\ce{H2O}$ porte $2$ atomes $\ce{H}$ : $0{,}5\times 2 = 1\,\mathrm{mol}$ d'atomes d'hydrogène.
c)
Nombre total de moles d'atomes dans $1\,\mathrm{mol}$ de $\ce{H3PO4}$ .
$\ce{H3PO4}$ compte $3+1+4 = 8$ atomes : $1\times 8 = 8\,\mathrm{mol}$ d'atomes au total.

Exercice 6masse molaire de molécules simples

Calcule la masse molaire $M$ de chaque molécule. Données : $\ce{H}=1$ , $\ce{C}=12$ , $\ce{N}=14$ , $\ce{O}=16$ , $\ce{S}=32$ , $\ce{Cl}=35{,}5$ ( $\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ ).

a)
$\ce{HCl}$
On additionne les masses molaires atomiques.
$M(\ce{HCl}) = 1 + 35{,}5 = 36.5\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ .
b)
$\ce{NH3}$
$M(\ce{NH3}) = 14 + 3\times 1 = 17\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ .
c)
$\ce{CH4}$
$M(\ce{CH4}) = 12 + 4\times 1 = 16\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ .
d)
$\ce{CO}$
$M(\ce{CO}) = 12 + 16 = 28\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ .
e)
$\ce{SO2}$
$M(\ce{SO2}) = 32 + 2\times 16 = 64\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ .

Exercice 7masse molaire de composés ioniques

Même question (attention aux indices). Données : $\ce{H}=1$ , $\ce{O}=16$ , $\ce{Na}=23$ , $\ce{Mg}=24$ , $\ce{Al}=27$ , $\ce{Cl}=35{,}5$ , $\ce{K}=39$ .

a)
$\ce{KOH}$
$M(\ce{KOH}) = 39 + 16 + 1 = 56\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ .
b)
$\ce{MgCl2}$
$M(\ce{MgCl2}) = 24 + 2\times 35{,}5 = 95\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ .
c)
$\ce{Na2O}$
$M(\ce{Na2O}) = 2\times 23 + 16 = 62\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ .
d)
$\ce{Al2O3}$
$M(\ce{Al2O3}) = 2\times 27 + 3\times 16 = 102\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ .
e)
$\ce{K2O}$
$M(\ce{K2O}) = 2\times 39 + 16 = 94\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ .

Exercice 8de la masse à la quantité de matière

Détermine la quantité de matière $n$ ( $n=m/M$ ).

a)
$48\,\mathrm{g}$ de carbone ( $M=12\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ )
$n = m/M$ .
$n = \dfrac{48}{12} = 4\,\mathrm{mol}$ .
b)
$80\,\mathrm{g}$ de $\ce{NaOH}$ ( $M=40\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ )
$n = \dfrac{80}{40} = 2\,\mathrm{mol}$ .
c)
$8\,\mathrm{g}$ de $\ce{CH4}$ ( $M=16\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ )
$n = \dfrac{8}{16} = 0.5\,\mathrm{mol}$ .
d)
$5.6\,\mathrm{g}$ de $\ce{N2}$ ( $M=28\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ )
$n = \dfrac{5{,}6}{28} = 0.2\,\mathrm{mol}$ .

Exercice 9de la quantité de matière à la masse

Détermine la masse $m$ ( $m=n\times M$ ).

a)
$3\,\mathrm{mol}$ de carbone ( $M=12\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ )
$m = n\times M$ .
$m = 3\times 12 = 36\,\mathrm{g}$ .
b)
$0.5\,\mathrm{mol}$ de $\ce{H2O}$ ( $M=18\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ )
$m = 0{,}5\times 18 = 9\,\mathrm{g}$ .
c)
$0.25\,\mathrm{mol}$ de $\ce{O2}$ ( $M=32\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ )
$m = 0{,}25\times 32 = 8\,\mathrm{g}$ .
d)
$2\,\mathrm{mol}$ de $\ce{NaCl}$ ( $M=58.5\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ )
$m = 2\times 58{,}5 = 117\,\mathrm{g}$ .

Exercice 10de la quantité de matière au nombre d'entités

Combien d'entités ( $N=n\,N_{\mathrm{A}}$ ) ?

a)
$1\,\mathrm{mol}$ d'atomes de sodium
$N = n\,N_{\mathrm{A}}$ .
$N = 1\times 6{,}02\times10^{23} = 6{,}02\times10^{23}$ atomes.
b)
$0.1\,\mathrm{mol}$ de molécules $\ce{CO2}$
$N = 0{,}1\times 6{,}02\times10^{23} = 6{,}02\times10^{22}$ molécules.
c)
$0.2\,\mathrm{mol}$ d'ions $\ce{Na+}$
$N = 0{,}2\times 6{,}02\times10^{23} = 1{,}20\times10^{23}$ ions.
d)
$0.05\,\mathrm{mol}$ de molécules $\ce{O2}$
$N = 0{,}05\times 6{,}02\times10^{23} = 3{,}01\times10^{22}$ molécules.

Exercice 11du nombre d'entités à la quantité de matière

Détermine $n$ ( $n=N/N_{\mathrm{A}}$ ).

a)
$3{,}01\times10^{24}$ atomes
$n = N/N_{\mathrm{A}}$ .
$n = \dfrac{3{,}01\times10^{24}}{6{,}02\times10^{23}} = 5\,\mathrm{mol}$ .
b)
$1{,}806\times10^{24}$ molécules
$n = \dfrac{1{,}806\times10^{24}}{6{,}02\times10^{23}} = 3\,\mathrm{mol}$ .
c)
$3{,}01\times10^{22}$ ions
$n = \dfrac{3{,}01\times10^{22}}{6{,}02\times10^{23}} = 0.05\,\mathrm{mol}$ .

Exercice 12masse d'une seule entité

La masse d'une entité vaut $m_1 = M/N_{\mathrm{A}}$ . Calcule-la pour :

a)
une molécule d'eau $\ce{H2O}$ ( $M=18\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ ) ;
$m_1 = M/N_{\mathrm{A}}$ .
$m_1 = \dfrac{18}{6{,}02\times10^{23}} = 2{,}99\times10^{-23}\ \mathrm{g}$ .
b)
un atome de carbone ( $M=12\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ ) ;
$m_1 = \dfrac{12}{6{,}02\times10^{23}} = 1{,}99\times10^{-23}\ \mathrm{g}$ .
c)
une molécule de dioxygène $\ce{O2}$ ( $M=32\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ ).
$m_1 = \dfrac{32}{6{,}02\times10^{23}} = 5{,}32\times10^{-23}\ \mathrm{g}$ .

Exercice 13identifier un élément par sa masse molaire

Pour un corps simple pur, $M=m/n$ . Calcule $M$ et identifie l'élément. Données : $\ce{Na}=23$ , $\ce{Ca}=40$ , $\ce{Fe}=56$ ( $\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ ).

a)
$0.5\,\mathrm{mol}$ pèse $20\,\mathrm{g}$
$M = m/n$ .
$M = \dfrac{20}{0{,}5} = 40\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ : c'est le calcium $\ce{Ca}$ .
b)
$0.2\,\mathrm{mol}$ pèse $11.2\,\mathrm{g}$
$M = \dfrac{11{,}2}{0{,}2} = 56\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ : c'est le fer $\ce{Fe}$ .
c)
$0.1\,\mathrm{mol}$ pèse $2.3\,\mathrm{g}$
$M = \dfrac{2{,}3}{0{,}1} = 23\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ : c'est le sodium $\ce{Na}$ .

Exercice 14pourcentage massique d'un élément

Calcule le pourcentage massique de l'élément indiqué.

a)
hydrogène dans $\ce{HCl}$ ( $M=36.5\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ )
$\%\,\text{élément} = \dfrac{\text{masse de l'élément dans une mole}}{M}\times 100$ .
$\%\,\ce{H} = \dfrac{1}{36{,}5}\times 100 \approx 2{,}74\,\%$ .
b)
oxygène dans $\ce{CO}$ ( $M=28\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ )
$\%\,\ce{O} = \dfrac{16}{28}\times 100 \approx 57{,}1\,\%$ .
c)
sodium dans $\ce{NaCl}$ ( $M=58.5\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ )
$\%\,\ce{Na} = \dfrac{23}{58{,}5}\times 100 \approx 39{,}3\,\%$ .

Exercice 15compter les ions d'un composé ionique

Un composé ionique se dissocie en ions. Combien d'ions (nombre) contient :

a)
$0.5\,\mathrm{mol}$ de $\ce{MgCl2}$ (ions $\ce{Mg^2+}$ et $\ce{Cl-}$ ) ?
On compte les ions par unité formulaire, puis on multiplie par $N_{\mathrm{A}}$ .
$\ce{MgCl2}$ $\to$ $3$ ions ( $\ce{Mg^2+}+2\,\ce{Cl-}$ ) : $0{,}5\times 3 = 1.5\,\mathrm{mol}$ d'ions, soit $N = 1{,}5\times 6{,}02\times10^{23} = 9{,}03\times10^{23}$ ions.
b)
$0.25\,\mathrm{mol}$ de $\ce{Na2O}$ (ions $\ce{Na+}$ et $\ce{O^2-}$ ) ?
$\ce{Na2O}$ $\to$ $3$ ions ( $2\,\ce{Na+}+\ce{O^2-}$ ) : $0{,}25\times 3 = 0.75\,\mathrm{mol}$ , soit $N = 4{,}52\times10^{23}$ ions.
c)
$2\,\mathrm{mol}$ de $\ce{NaCl}$ ?
$\ce{NaCl}$ $\to$ $2$ ions : $2\times 2 = 4\,\mathrm{mol}$ d'ions, soit $N = 2{,}41\times10^{24}$ ions.

Moyen15 exercices

Exercice 1chaîne masse

\to

moles

\to

molécules

Détermine le nombre de molécules contenues dans :

a)
$9\,\mathrm{g}$ d'eau $\ce{H2O}$ ( $M=18\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ ) ;
On enchaîne $m \xrightarrow{\div M} n \xrightarrow{\times N_{\mathrm{A}}} N$ .
$n = \dfrac{9}{18} = 0.5\,\mathrm{mol}$ , puis $N = 0{,}5\times 6{,}02\times10^{23} = 3{,}01\times10^{23}$ molécules.
b)
$8.8\,\mathrm{g}$ de dioxyde de carbone $\ce{CO2}$ ( $M=44\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ ).
$n = \dfrac{8{,}8}{44} = 0.2\,\mathrm{mol}$ , puis $N = 0{,}2\times 6{,}02\times10^{23} = 1{,}20\times10^{23}$ molécules.

Exercice 2masse molaire du glucose, puis quantité de matière

Le glucose a pour formule $\ce{C6H12O6}$ .

a)
Calcule sa masse molaire $M$ .
$M(\ce{C6H12O6}) = 6\times 12 + 12\times 1 + 6\times 16 = 72+12+96 = 180\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ .
b)
Quelle quantité de matière représente $90\,\mathrm{g}$ de glucose ?
$n = \dfrac{90}{180} = 0.500\,\mathrm{mol}$ .
c)
Et $18\,\mathrm{g}$ de glucose ?
$n = \dfrac{18}{180} = 0.100\,\mathrm{mol}$ .

Exercice 3masse d'un nombre d'entités donné

Détermine la masse de :

a)
$3{,}01\times10^{23}$ molécules de $\ce{O2}$ ( $M=32\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ ) ;
On enchaîne $N \xrightarrow{\div N_{\mathrm{A}}} n \xrightarrow{\times M} m$ .
$n = \dfrac{3{,}01\times10^{23}}{6{,}02\times10^{23}} = 0.5\,\mathrm{mol}$ , puis $m = 0{,}5\times 32 = 16.0\,\mathrm{g}$ .
b)
$1{,}204\times10^{24}$ atomes de fer ( $M=56\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ ).
$n = \dfrac{1{,}204\times10^{24}}{6{,}02\times10^{23}} = 2\,\mathrm{mol}$ , puis $m = 2\times 56 = 112\,\mathrm{g}$ .

Exercice 4pourcentage massique d'un élément

Calcule le pourcentage massique de l'élément indiqué dans chaque composé.

a)
% d'oxygène dans $\ce{H2O}$ ;
Le pourcentage massique d'un élément vaut $\dfrac{\text{masse de l'élément dans 1 mol}}{M}\times 100$ .
$\%\,\ce{O} = \dfrac{16}{18}\times 100 \approx 88{,}9\,\%$ .
b)
% d'azote dans le nitrate d'ammonium $\ce{NH4NO3}$ ( $M=80\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ ) ;
L'azote apparaît deux fois : masse $2\times 14 = 28$ . $\%\,\ce{N} = \dfrac{28}{80}\times 100 = 35{,}0\,\%$ .
c)
% de calcium dans $\ce{CaCO3}$ ( $M=100\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ ).
$\%\,\ce{Ca} = \dfrac{40}{100}\times 100 = 40{,}0\,\%$ .

Exercice 5compter les atomes

Réponds aux deux questions indépendantes.

a)
Combien d'atomes d'oxygène (en nombre) contient $0.2\,\mathrm{mol}$ de $\ce{H2SO4}$ ?
$\ce{H2SO4}$ porte $4$ atomes $\ce{O}$ : $n(\ce{O}) = 0{,}2\times 4 = 0.8\,\mathrm{mol}$ , soit $N = 0{,}8\times 6{,}02\times10^{23} = 4{,}82\times10^{23}$ atomes d'oxygène.
b)
De $8\,\mathrm{g}$ de $\ce{O2}$ ou de $8\,\mathrm{g}$ de soufre $\ce{S}$ , quel échantillon contient le plus d'atomes ? ( $M(\ce{S})=32\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ .)
$\ce{O2}$ : $n = \dfrac{8}{32} = 0.25\,\mathrm{mol}$ de molécules, soit $0{,}25\times 2 = 0.5\,\mathrm{mol}$ d'atomes. $\ce{S}$ : $n = \dfrac{8}{32} = 0.25\,\mathrm{mol}$ d'atomes. À masse égale, $\ce{O2}$ contient donc deux fois plus d'atomes que le soufre.

Exercice 6masse molaire d'un hydrate : le gypse

Le gypse a pour formule $\ce{CaSO4.2H2O}$ . Données : $\ce{H}=1$ , $\ce{O}=16$ , $\ce{S}=32$ , $\ce{Ca}=40$ ( $\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ ).

a)
Calcule sa masse molaire $M$ (compte les $2$ molécules d'eau).
$M(\ce{CaSO4.2H2O}) = 40 + 32 + 4\times 16 + 2\times 18 = 136 + 36 = 172\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ .
b)
Quel est le pourcentage massique d'eau dans le gypse ?
$\%\,\text{eau} = \dfrac{2\times 18}{172}\times 100 = \dfrac{36}{172}\times 100 \approx 20{,}9\,\%$ .
c)
Quelle masse d'eau contient $34.4\,\mathrm{g}$ de gypse ?
$n = \dfrac{34{,}4}{172} = 0.2\,\mathrm{mol}$ d'hydrate, soit $m_{\text{eau}} = 0{,}2\times 36 = 7.2\,\mathrm{g}$ d'eau.

Exercice 7masse molaire moyenne : le brome

Le brome naturel est un mélange de deux isotopes : $^{79}\ce{Br}$ ( $79\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ , abondance $50{,}7\,\%$ ) et $^{81}\ce{Br}$ ( $81\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ , abondance $49{,}3\,\%$ ). Données : $\ce{Na}=23$ , $\ce{Mg}=24$ ( $\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ ).

a)
Calcule la masse molaire moyenne du brome.
$M(\ce{Br}) = 79\times 0{,}507 + 81\times 0{,}493 = 40{,}05 + 39{,}93 \approx 80.0\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ .
b)
En déduire $M(\ce{NaBr})$ et $M(\ce{MgBr2})$ .
$M(\ce{NaBr}) = 23 + 80{,}0 = 103\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ et $M(\ce{MgBr2}) = 24 + 2\times 80{,}0 = 184\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ .

Exercice 8retrouver une formule : le benzène

Un hydrocarbure contient, en masse, $92{,}3\,\%$ de carbone et $7{,}7\,\%$ d'hydrogène ( $\ce{H}=1$ , $\ce{C}=12$ ).

a)
Détermine sa formule empirique (le motif le plus simple).
Sur $100\,\mathrm{g}$ : $n(\ce{C}) = \dfrac{92{,}3}{12} = 7{,}69$ et $n(\ce{H}) = \dfrac{7{,}7}{1} = 7{,}7$ . Le rapport $\ce{C}:\ce{H} \approx 1:1$ , donc la formule empirique est $\ce{CH}$ .
b)
Sachant que sa masse molaire vaut $78\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ , donne sa formule moléculaire.
$M(\ce{CH}) = 13\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ et $\dfrac{78}{13} = 6$ : la formule moléculaire est $\ce{C6H6}$ (le benzène).

Exercice 9teneur en azote d'un engrais

Le nitrate d'ammonium $\ce{NH4NO3}$ est un engrais azoté ( $M=80\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ , $\ce{N}=14$ ).

a)
Calcule le pourcentage massique d'azote.
L'azote apparaît deux fois : $\%\,\ce{N} = \dfrac{2\times 14}{80}\times 100 = 35{,}0\,\%$ .
b)
Quelle masse d'azote apporte $200\,\mathrm{g}$ de cet engrais (supposé pur) ?
$m(\ce{N}) = 200\times 0{,}350 = 70\,\mathrm{g}$ .
c)
Quelle masse d'engrais faut-il pour apporter $14\,\mathrm{g}$ d'azote ?
$m_{\text{engrais}} = \dfrac{14}{0{,}350} = 40\,\mathrm{g}$ .

Exercice 10compter les atomes d'hydrogène dans le glucose

On dispose de $3.6\,\mathrm{g}$ de glucose $\ce{C6H12O6}$ ( $M=180\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ ).

a)
Quelle est la quantité de matière $n$ de glucose ?
$n = \dfrac{3{,}6}{180} = 0.02\,\mathrm{mol}$ de glucose.
b)
Quelle quantité de matière d'atomes d'hydrogène cela représente-t-il ?
Chaque $\ce{C6H12O6}$ porte $12$ atomes $\ce{H}$ : $n(\ce{H}) = 0{,}02\times 12 = 0.24\,\mathrm{mol}$ .
c)
Combien d'atomes d'hydrogène (en nombre) l'échantillon contient-il ?
$N(\ce{H}) = 0{,}24\times 6{,}02\times10^{23} = 1{,}44\times10^{23}$ atomes d'hydrogène.

Exercice 11remonter du nombre d'atomes à la masse

Un échantillon de carbonate de calcium $\ce{CaCO3}$ contient $1{,}806\times10^{24}$ atomes d'oxygène ( $M(\ce{CaCO3})=100\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ ).

a)
Quelle quantité de matière d'atomes d'oxygène cela représente-t-il ?
$n(\ce{O}) = \dfrac{1{,}806\times10^{24}}{6{,}02\times10^{23}} = 3\,\mathrm{mol}$ .
b)
En déduire la quantité de matière de $\ce{CaCO3}$ .
Chaque $\ce{CaCO3}$ contient $3$ atomes $\ce{O}$ : $n(\ce{CaCO3}) = \dfrac{3}{3} = 1\,\mathrm{mol}$ .
c)
Quelle est la masse de l'échantillon ?
$m = 1\times 100 = 100\,\mathrm{g}$ .

Exercice 12trouver une formule à partir de masses : un oxyde de cuivre

On analyse $7.15\,\mathrm{g}$ d'un oxyde de cuivre : il renferme $6.35\,\mathrm{g}$ de cuivre, le reste étant de l'oxygène ( $\ce{O}=16$ , $\ce{Cu}=63{,}5$ ).

a)
Calcule la quantité de matière d'atomes de cuivre et d'atomes d'oxygène.
Masse d'oxygène : $7{,}15 - 6{,}35 = 0.8\,\mathrm{g}$ . $n(\ce{Cu}) = \dfrac{6{,}35}{63{,}5} = 0.1\,\mathrm{mol}$ et $n(\ce{O}) = \dfrac{0{,}8}{16} = 0.05\,\mathrm{mol}$ .
b)
En déduire le rapport $\ce{Cu}:\ce{O}$ et la formule brute de l'oxyde.
$\dfrac{n(\ce{Cu})}{n(\ce{O})} = \dfrac{0{,}1}{0{,}05} = 2$ , soit $\ce{Cu}:\ce{O} = 2:1$ : la formule est $\ce{Cu2O}$ (oxyde de cuivre(I)).

Exercice 13bilan d'un mélange de sels

Un mélange solide contient $0.2\,\mathrm{mol}$ de $\ce{NaCl}$ et $0.1\,\mathrm{mol}$ de $\ce{KCl}$ ( $\ce{Na}=23$ , $\ce{Cl}=35{,}5$ , $\ce{K}=39$ ).

a)
Calcule la masse totale du mélange.
$M(\ce{NaCl}) = 58.5\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ et $M(\ce{KCl}) = 39 + 35{,}5 = 74.5\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ .
$m = 0{,}2\times 58{,}5 + 0{,}1\times 74{,}5 = 11{,}7 + 7{,}45 = 19.15\,\mathrm{g}$ .
b)
Quel est le pourcentage massique de $\ce{NaCl}$ dans le mélange ?
$\%\,\ce{NaCl} = \dfrac{11{,}7}{19{,}15}\times 100 \approx 61{,}1\,\%$ .
c)
Combien d'ions (en nombre) le mélange libère-t-il en solution ?
Chaque unité formulaire donne $2$ ions : $n_{\text{ions}} = (0{,}2+0{,}1)\times 2 = 0.6\,\mathrm{mol}$ , soit $N = 0{,}6\times 6{,}02\times10^{23} = 3{,}61\times10^{23}$ ions.

Exercice 14calcaire impur

Un calcaire contient $80{,}0\,\%$ de carbonate de calcium $\ce{CaCO3}$ en masse, le reste étant inerte. On en prélève $250\,\mathrm{g}$ ( $\ce{C}=12$ , $\ce{O}=16$ , $\ce{Ca}=40$ ).

a)
Quelle masse de $\ce{CaCO3}$ pur contient l'échantillon ?
$m(\ce{CaCO3}) = 250\times 0{,}800 = 200\,\mathrm{g}$ .
b)
Quelle quantité de matière de $\ce{CaCO3}$ cela représente-t-il ?
$n(\ce{CaCO3}) = \dfrac{200}{100} = 2\,\mathrm{mol}$ .
c)
Quelle masse de calcium peut-on en extraire au maximum ?
Chaque $\ce{CaCO3}$ contient $1$ atome $\ce{Ca}$ : $m(\ce{Ca}) = 2\times 40 = 80\,\mathrm{g}$ .

Exercice 15déterminer la formule d'un hydrate par chauffage

On chauffe $24.6\,\mathrm{g}$ de sulfate de magnésium hydraté $\ce{MgSO4.xH2O}$ jusqu'au départ complet de l'eau ; il reste $12\,\mathrm{g}$ de $\ce{MgSO4}$ anhydre ( $\ce{H}=1$ , $\ce{O}=16$ , $\ce{Mg}=24$ , $\ce{S}=32$ ).

a)
Quelle masse d'eau a été libérée, et quelle quantité de matière d'eau cela représente-t-il ?
$m_{\text{eau}} = 24{,}6 - 12 = 12.6\,\mathrm{g}$ , soit $n(\ce{H2O}) = \dfrac{12{,}6}{18} = 0.7\,\mathrm{mol}$ .
b)
Quelle quantité de matière de $\ce{MgSO4}$ anhydre reste-t-il ?
$M(\ce{MgSO4}) = 24 + 32 + 4\times 16 = 120\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ , donc $n(\ce{MgSO4}) = \dfrac{12}{120} = 0.1\,\mathrm{mol}$ .
c)
En déduire $x$ et la formule de l'hydrate.
$x = \dfrac{n(\ce{H2O})}{n(\ce{MgSO4})} = \dfrac{0{,}7}{0{,}1} = 7$ : l'hydrate est $\ce{MgSO4.7H2O}$ (sel d'Epsom).

Difficile15 exercices

Exercice 1retrouver une formule à partir des pourcentages massiques

Un composé ne contient que du potassium, du chrome et de l'oxygène. Son analyse donne $26{,}6\,\%$ de potassium et $35{,}4\,\%$ de chrome en masse (le reste étant de l'oxygène). Détermine sa formule brute $\ce{K_xCr_yO_z}$ . Indication : raisonne sur $100\,\mathrm{g}$ de composé.

Sur $100\,\mathrm{g}$ de composé, il y a $26.6\,\mathrm{g}$ de $\ce{K}$ , $35.4\,\mathrm{g}$ de $\ce{Cr}$ et $100-26{,}6-35{,}4 = 38.0\,\mathrm{g}$ de $\ce{O}$ . On convertit chaque masse en moles :

n(\ce{K}) = \frac{26{,}6}{39} = 0{,}682 ;\quad n(\ce{Cr}) = \frac{35{,}4}{52} = 0{,}681 ;\quad n(\ce{O}) = \frac{38{,}0}{16} = 2{,}375.

On divise par la plus petite ( $0{,}681$ ) : $\ce{K}:\ce{Cr}:\ce{O} = 1{,}00 : 1{,}00 : 3{,}49$ . En multipliant par $2$ pour obtenir des entiers : $2 : 2 : 7$ .

\boxed{\ce{K2Cr2O7}} \quad\text{(dichromate de potassium).}

Exercice 2égaliser des nombres d'atomes

Quelle masse de dioxyde de carbone $\ce{CO2}$ contient autant d'atomes d'oxygène que $3.6\,\mathrm{g}$ d'eau $\ce{H2O}$ ? ( $M(\ce{H2O})=18\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ , $M(\ce{CO2})=44\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ .)

On raisonne sur le nombre de moles d'atomes d'oxygène. Eau : $n(\ce{H2O}) = \dfrac{3{,}6}{18} = 0.2\,\mathrm{mol}$ , et chaque $\ce{H2O}$ porte $1$ atome $\ce{O}$ : $n(\ce{O}) = 0.2\,\mathrm{mol}$ . Il faut donc $0.2\,\mathrm{mol}$ d'atomes $\ce{O}$ dans le $\ce{CO2}$ , qui en porte $2$ par molécule :

n(\ce{CO2}) = \frac{0{,}2}{2} = 0.1\,\mathrm{mol}\ \Rightarrow\ m = 0{,}1\times 44 = 4.4\,\mathrm{g}.

\boxed{m(\ce{CO2}) = 4.4\,\mathrm{g}}

Exercice 3identifier un métal par sa masse molaire

On pèse un échantillon d'un métal pur : $0.15\,\mathrm{mol}$ de ce métal a une masse de $9.525\,\mathrm{g}$ .

a)
Détermine sa masse molaire $M$ .
$M = \dfrac{m}{n} = \dfrac{9{,}525}{0{,}15} = 63.5\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ .
b)
De quel métal peut-il s'agir (parmi ceux des données) ?
Cette valeur correspond au cuivre $\ce{Cu}$ ( $M=63.5\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ ).
c)
Combien d'atomes contient l'échantillon ?
$N = n\,N_{\mathrm{A}} = 0{,}15\times 6{,}02\times10^{23} = 9{,}03\times10^{22}$ atomes.

Exercice 4remonter à la formule d'un oxyde de soufre

Un flacon contient $6{,}02\times10^{22}$ molécules d'un oxyde de soufre $\ce{SO_x}$ , de masse totale $8\,\mathrm{g}$ .

a)
Quelle est la quantité de matière $n$ présente ?
$n = \dfrac{N}{N_{\mathrm{A}}} = \dfrac{6{,}02\times10^{22}}{6{,}02\times10^{23}} = 0.100\,\mathrm{mol}$ .
b)
En déduire la masse molaire $M$ du composé.
$M = \dfrac{m}{n} = \dfrac{8}{0{,}100} = 80\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ .
c)
Déterminer $x$ et nommer l'oxyde.
$M(\ce{SO_x}) = 32 + 16x = 80 \Rightarrow x = 3$ . C'est le trioxyde de soufre $\ce{SO3}$ .

Exercice 5bilan d'un mélange

Un mélange gazeux contient $0.2\,\mathrm{mol}$ de diazote $\ce{N2}$ et $0.3\,\mathrm{mol}$ de dioxygène $\ce{O2}$ . ( $M(\ce{N2})=28\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ , $M(\ce{O2})=32\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ .)

a)
Quelle est la masse totale du mélange ?
$m = n(\ce{N2})\,M(\ce{N2}) + n(\ce{O2})\,M(\ce{O2}) = 0{,}2\times 28 + 0{,}3\times 32 = 5{,}6 + 9{,}6 = 15.2\,\mathrm{g}$ .
b)
Quel est le nombre total de molécules ?
Nombre total de molécules : $n_{\text{tot}} = 0{,}2+0{,}3 = 0.5\,\mathrm{mol}$ , soit $N = 0{,}5\times 6{,}02\times10^{23} = 3{,}01\times10^{23}$ molécules.
c)
Quel est le nombre total d'atomes ?
Atomes : $\ce{N2}$ donne $0{,}2\times 2 = 0.4\,\mathrm{mol}$ d'atomes, $\ce{O2}$ donne $0{,}3\times 2 = 0.6\,\mathrm{mol}$ , soit $1.0\,\mathrm{mol}$ au total : $N_{\text{at}} = 6{,}02\times10^{23}$ atomes.

Exercice 6formule d'un hydrate à partir du pourcentage d'eau

Un sulfate de sodium hydraté $\ce{Na2SO4.xH2O}$ contient $55{,}9\,\%$ d'eau en masse ( $\ce{H}=1$ , $\ce{O}=16$ , $\ce{Na}=23$ , $\ce{S}=32$ ; on donne $M(\ce{Na2SO4})=142\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ ).

a)
Exprime le pourcentage massique d'eau en fonction de $x$ .
La masse d'eau par mole est $18x$ et la masse molaire de l'hydrate $142 + 18x$ , donc $\%\,\text{eau} = \dfrac{18x}{142 + 18x}$ .
b)
Résous l'équation pour trouver $x$ .
$\dfrac{18x}{142+18x} = 0{,}559 \Rightarrow 18x = 0{,}559\,(142 + 18x) \Rightarrow 18x = 79{,}4 + 10{,}06\,x \Rightarrow 7{,}94\,x = 79{,}4 \Rightarrow x = 10$ .
c)
Donne la formule de l'hydrate.
La formule est $\ce{Na2SO4.10H2O}$ (sel de Glauber).

Exercice 7combustion du magnésium

On brûle $2.4\,\mathrm{g}$ de magnésium dans le dioxygène ; on recueille $4\,\mathrm{g}$ d'un oxyde de magnésium $\ce{MgO_y}$ ( $\ce{O}=16$ , $\ce{Mg}=24$ ).

a)
Quelle quantité de matière d'atomes de magnésium a réagi ?
$n(\ce{Mg}) = \dfrac{2{,}4}{24} = 0.1\,\mathrm{mol}$ .
b)
Quelle masse, puis quelle quantité de matière d'atomes d'oxygène, s'est fixée ?
Masse d'oxygène fixée : $4 - 2{,}4 = 1.6\,\mathrm{g}$ , soit $n(\ce{O}) = \dfrac{1{,}6}{16} = 0.1\,\mathrm{mol}$ .
c)
En déduire la formule de l'oxyde et sa masse molaire.
$\dfrac{n(\ce{Mg})}{n(\ce{O})} = \dfrac{0{,}1}{0{,}1} = 1$ : la formule est $\ce{MgO}$ , de masse molaire $M = 24 + 16 = 40\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ .

Exercice 8analyse par combustion d'un hydrocarbure

La combustion complète de $4.4\,\mathrm{g}$ d'un hydrocarbure $\ce{C_xH_y}$ produit $13.2\,\mathrm{g}$ de $\ce{CO2}$ et $7.2\,\mathrm{g}$ d'eau ( $\ce{H}=1$ , $\ce{C}=12$ , $\ce{O}=16$ ).

a)
Déduis-en la masse de carbone de l'échantillon (tout le $\ce{C}$ passe dans le $\ce{CO2}$ ).
$n(\ce{CO2}) = \dfrac{13{,}2}{44} = 0.3\,\mathrm{mol}$ , d'où $n(\ce{C}) = 0.3\,\mathrm{mol}$ et $m(\ce{C}) = 0{,}3\times 12 = 3.6\,\mathrm{g}$ .
b)
Déduis-en la masse d'hydrogène (tout le $\ce{H}$ passe dans l'eau).
$n(\ce{H2O}) = \dfrac{7{,}2}{18} = 0.4\,\mathrm{mol}$ , d'où $n(\ce{H}) = 2\times 0{,}4 = 0.8\,\mathrm{mol}$ et $m(\ce{H}) = 0.8\,\mathrm{g}$ . (Vérification : $3{,}6 + 0{,}8 = 4.4\,\mathrm{g}$ , il n'y a pas d'oxygène.)
c)
Sachant que $M = 44\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ , détermine la formule brute de l'hydrocarbure et nomme-le.
$n(\ce{C}):n(\ce{H}) = 0{,}3 : 0{,}8 = 3 : 8$ , formule empirique $\ce{C3H8}$ , de masse $M = 3\times 12 + 8\times 1 = 44\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ . Comme $M$ vaut déjà $44\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ , la formule moléculaire est $\ce{C3H8}$ (le propane).

Exercice 9abondance des isotopes du bore

Le bore naturel a une masse molaire $M(\ce{B}) = 10.81\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ . Il n'existe que deux isotopes : $^{10}\ce{B}$ ( $10\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ ) et $^{11}\ce{B}$ ( $11\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ ).

a)
Note $p$ l'abondance (fraction) de $^{11}\ce{B}$ et écris l'équation de la masse molaire moyenne.
Avec $p$ l'abondance de $^{11}\ce{B}$ et $1-p$ celle de $^{10}\ce{B}$ : $10\,(1-p) + 11\,p = 10{,}81$ .
b)
Résous pour trouver $p$ .
$10 + p = 10{,}81 \Rightarrow p = 0{,}81$ .
c)
Donne l'abondance (en %) de chaque isotope.
$^{11}\ce{B}$ : $81\,\%$ ; $^{10}\ce{B}$ : $19\,\%$ . Le bore est majoritairement composé de $^{11}\ce{B}$ .

Exercice 10degré d'hydratation du sulfate d'aluminium

Un échantillon de $13.32\,\mathrm{g}$ de sulfate d'aluminium hydraté $\ce{Al2(SO4)3.xH2O}$ contient $1.08\,\mathrm{g}$ d'aluminium ( $\ce{H}=1$ , $\ce{O}=16$ , $\ce{Al}=27$ , $\ce{S}=32$ ).

a)
Détermine la quantité de matière d'aluminium, puis celle de $\ce{Al2(SO4)3}$ .
$M(\ce{Al2(SO4)3}) = 2\times 27 + 3\times(32 + 4\times 16) = 54 + 288 = 342\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ .
$n(\ce{Al}) = \dfrac{1{,}08}{27} = 0.04\,\mathrm{mol}$ , donc $n(\ce{Al2(SO4)3}) = \dfrac{0{,}04}{2} = 0.02\,\mathrm{mol}$ .
b)
Calcule la masse de sel anhydre, puis la masse et la quantité de matière d'eau.
Sel anhydre : $m = 0{,}02\times 342 = 6.84\,\mathrm{g}$ . Eau : $13{,}32 - 6{,}84 = 6.48\,\mathrm{g}$ , soit $n(\ce{H2O}) = \dfrac{6{,}48}{18} = 0.36\,\mathrm{mol}$ .
c)
En déduire $x$ .
$x = \dfrac{n(\ce{H2O})}{n(\ce{Al2(SO4)3})} = \dfrac{0{,}36}{0{,}02} = 18$ : la formule est $\ce{Al2(SO4)3.18H2O}$ .

Exercice 11masse molaire de l'hémoglobine

L'hémoglobine contient $0{,}335\,\%$ de fer en masse, et chaque molécule renferme exactement $4$ atomes de fer ( $\ce{Fe}=56$ ).

a)
Quelle est la masse de fer contenue dans une mole d'hémoglobine ?
Une mole d'hémoglobine renferme $4$ moles d'atomes de fer : $m(\ce{Fe}) = 4\times 56 = 224\,\mathrm{g}$ .
b)
En déduire la masse molaire de l'hémoglobine.
Ces $224\,\mathrm{g}$ représentent $0{,}335\,\%$ de la masse molaire : $M = \dfrac{224}{0{,}00335} \approx 6{,}69\times10^{4}\ \mathrm{g}/\mathrm{mol}$ .
c)
Que peut-on dire de la taille de cette molécule ?
C'est une molécule géante (une protéine), des milliers de fois plus lourde qu'une petite molécule.

Exercice 12qui a le plus d'atomes d'oxygène ?

On prélève $10\,\mathrm{g}$ de chacune des espèces suivantes : $\ce{H2O}$ , $\ce{CO2}$ , $\ce{O2}$ , $\ce{H2SO4}$ ( $\ce{H}=1$ , $\ce{C}=12$ , $\ce{O}=16$ , $\ce{S}=32$ ).

a)
Calcule, pour chaque échantillon, la quantité de matière d'atomes d'oxygène.
Pour chaque espèce : $n(\ce{O}) = \dfrac{m}{M}\times(\text{nombre d'atomes $\ce{O}$ par formule})$ .
$\ce{H2O}$ ( $M=18$ ) : $\dfrac{10}{18}\times 1 = 0.556\,\mathrm{mol}$ ; $\ce{CO2}$ ( $M=44$ ) : $\dfrac{10}{44}\times 2 = 0.455\,\mathrm{mol}$ ; $\ce{O2}$ ( $M=32$ ) : $\dfrac{10}{32}\times 2 = 0.625\,\mathrm{mol}$ ; $\ce{H2SO4}$ ( $M=98$ ) : $\dfrac{10}{98}\times 4 = 0.408\,\mathrm{mol}$ .
b)
Classe les échantillons par nombre d'atomes d'oxygène décroissant.
Ordre décroissant : $\ce{O2} > \ce{H2O} > \ce{CO2} > \ce{H2SO4}$ .

Exercice 13formule d'un acide aminé

Un acide aminé contient, en masse, $32{,}0\,\%$ de carbone, $6{,}71\,\%$ d'hydrogène et $18{,}7\,\%$ d'azote, le reste étant de l'oxygène ; sa masse molaire vaut $75\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ ( $\ce{H}=1$ , $\ce{C}=12$ , $\ce{N}=14$ , $\ce{O}=16$ ).

a)
Calcule le pourcentage massique d'oxygène.
$\%\,\ce{O} = 100 - 32{,}0 - 6{,}71 - 18{,}7 = 42{,}6\,\%$ .
b)
Détermine la formule empirique du composé.
Sur $100\,\mathrm{g}$ : $n(\ce{C}) = \dfrac{32{,}0}{12} = 2{,}67$ ; $n(\ce{H}) = \dfrac{6{,}71}{1} = 6{,}71$ ; $n(\ce{N}) = \dfrac{18{,}7}{14} = 1{,}34$ ; $n(\ce{O}) = \dfrac{42{,}6}{16} = 2{,}66$ . En divisant par $1{,}34$ : $\ce{C}:\ce{H}:\ce{N}:\ce{O} = 2 : 5 : 1 : 2$ , soit $\ce{C2H5NO2}$ .
c)
En utilisant $M$ , donne sa formule moléculaire et nomme-le.
$M(\ce{C2H5NO2}) = 2\times 12 + 5\times 1 + 14 + 2\times 16 = 75\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ : la formule moléculaire est $\ce{C2H5NO2}$ (la glycine).

Exercice 14masse molaire moyenne d'un mélange

Un mélange gazeux contient des masses égales de dioxyde de soufre $\ce{SO2}$ et de trioxyde de soufre $\ce{SO3}$ ( $\ce{O}=16$ , $\ce{S}=32$ ).

a)
Pour une masse $m$ de chaque gaz, exprime les quantités de matière et calcule la fraction molaire de chaque espèce.
$M(\ce{SO2}) = 64\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ et $M(\ce{SO3}) = 80\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ .
Pour une masse $m$ de chaque : $n(\ce{SO2}) = \dfrac{m}{64}$ et $n(\ce{SO3}) = \dfrac{m}{80}$ . $x(\ce{SO2}) = \dfrac{m/64}{m/64 + m/80} = \dfrac{1/64}{1/64 + 1/80} \approx 0{,}556$ ; donc $x(\ce{SO3}) \approx 0{,}444$ .
b)
En déduire la masse molaire moyenne du mélange.
$\overline{M} = \dfrac{m_{\text{tot}}}{n_{\text{tot}}} = \dfrac{2m}{m/64 + m/80} = \dfrac{2}{1/64 + 1/80} \approx 71.1\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ .

Exercice 15étude du sulfate de fer(III)

Le sulfate de fer(III) a pour formule $\ce{Fe2(SO4)3}$ ( $\ce{O}=16$ , $\ce{S}=32$ , $\ce{Fe}=56$ ).

a)
Calcule sa masse molaire $M$ .
$M(\ce{Fe2(SO4)3}) = 2\times 56 + 3\times(32 + 4\times 16) = 112 + 288 = 400\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ .
b)
Quel est le pourcentage massique de fer ?
$\%\,\ce{Fe} = \dfrac{2\times 56}{400}\times 100 = \dfrac{112}{400}\times 100 = 28{,}0\,\%$ .
c)
Quelle masse de sel apporte $5.6\,\mathrm{g}$ de fer ?
$n(\ce{Fe}) = \dfrac{5{,}6}{56} = 0.1\,\mathrm{mol}$ , soit $n(\text{sel}) = \dfrac{0{,}1}{2} = 0.05\,\mathrm{mol}$ et $m = 0{,}05\times 400 = 20\,\mathrm{g}$ .
d)
Combien d'ions sulfate $\ce{SO4^2-}$ (en nombre) cette masse contient-elle ?
Chaque unité $\ce{Fe2(SO4)3}$ porte $3$ ions $\ce{SO4^2-}$ : $n(\ce{SO4^2-}) = 3\times 0{,}05 = 0.15\,\mathrm{mol}$ , soit $N = 0{,}15\times 6{,}02\times10^{23} = 9{,}03\times10^{22}$ ions.

Revoir le tutoriel de cette mécanique