Notes de cours Biochimie : Mole et stœchiométrie

Prise de notes cours BioChimie
25. 08. 2025
3 Choses que je n’aime pas : l’allemand, n’aime pas les activités trop répétitives,
rester sans rien faire
3 choses que j’aime : les sports de combats, les animaux, la moto.
Mole :
UMA : Unité de masse atomique.
12U = 12g
17.09.2025 :
Prise de notes exercices :
Formule sont à la page 11 du dossier 1 (mole)
M= mol/L
Comment faire les dissolutions :
Comment traduire grammes en mol/L :
Méthode lente :
- 1 mol = 40g
- 2M = 80g/L
- Pas 1L mais 0,1 L = 8g
Méthode rapide :
- Mole= mole donc concentration fois le volume
- 2 fois 0,1 = 0,2 mol
1 mol pèse 40g
0,2 mol pèse x
X= 0,2 fois 40g/ 1mol = 8g
27.10.2025 :
Objectifs EPCO
CG2 SAT - Objectifs pour l’épreuve commune du 5 novembre 2025
1. Savoir définir : la mole ; la masse atomique ; la masse moléculaire ; la masse
molaire ; une concentration molaire (ou molarité).
2. Savoir expliquer ce qu’est une réaction chimique et la loi de conservation de

masse (= loi de Lavoisier) lors d’une réaction chimique.
3. Savoir reconnaître les éléments d’une équation chimique et leur signification :
réactifs, produits, flèche, +, coefficients stoechiométriques.
4. Équilibrer une équation chimique.
5. Calculer la masse molaire d’un composé chimique donné.
6. Unités de concentration (g/L et mol/L) : pouvoir utiliser la formule pour
identifier une valeur recherchée et être capable de convertir une unité en une autre.
7. Proposer les mélanges à effectuer pour procéder à une dilution ou calculer la
concentration finale obtenue après un mélange.
8. Utiliser une équation bilan en tant que bilan molaire, et être capable de
calculer la quantité en grammes ou en moles d’un réactif et/ou d’un produit à partir
d’une masse connue d’une des substances.
9. Résoudre des exercices du type de ceux faits en classe.
29.10.2025 :
05.11.2025 :
Création d’une fiche de révision pour l’EPCO.
FICHE DE RÉVISION – STŒCHIOMÉTRIE ET MOLE
(Épreuve commune du 5 novembre 2025)
Objectif 1 – Définitions essentielles
La mole
Unité utilisée pour exprimer une quantité de matière.
1 mole = 6.022 × 10²³ particules (nombre d’Avogadro).
Elle correspond à un « paquet » contenant ce nombre d’atomes ou de molécules.
Masse atomique
C’est la masse d’un atome exprimée en unité de masse atomique (u).
Masse moléculaire
C’est la somme des masses atomiques des atomes formant une molécule.
Exemple : CH₄ = 12U + 4×1U = 16U.

Masse molaire (M)
C’est la masse d’une mole d’atomes ou de molécules.
Elle s’exprime en g/mol.
Exemple : 1 mole de CH₄ = 16 g/mol.
Concentration molaire (ou molarité, C)
Elle indique le nombre de moles de soluté contenues dans un litre de solution.
Formule : C = n / V
C : concentration (mol/L)
n : quantité de matière (mol)
V : volume (L)
Objectif 2 – Réaction chimique et loi de conservation de la masse
Réaction chimique
Transformation au cours de laquelle les substances initiales (réactifs) se
transforment en nouvelles substances (produits).
Exemple : 2H₂ + O₂ → 2H₂O
Loi de Lavoisier
« Rien ne se perd, rien ne se crée, tout se transforme. »
Le nombre d’atomes de chaque élément reste le même avant et après la réaction.
La masse totale des réactifs est égale à la masse totale des produits.
Objectif 3 – Éléments d’une équation chimique
Élément
Rôle
Réactifs
Substances au début de la réaction (à gauche de la
flèche).
Produits
Substances obtenues après la réaction (à droite de la
flèche).
Flèche (→)
Indique le sens de la réaction et le passage du temps.
Signe « + »
Sépare plusieurs réactifs ou produits.
Coefficients
stœchiométriques
Chiffres devant les formules qui équilibrent l’équation
(indiquent les proportions).
Exemple : 4Al + 3O₂ → 2Al₂O₃
Objectif 4 – Équilibrer une équation chimique

Étapes :
1. Écrire la réaction brute.
2. Compter le nombre d’atomes de chaque élément.
3. Ajuster les coefficients pour équilibrer.
Exemple (du document) :
MnO₂ + 4HCl → MnCl₂ + 2H₂O + Cl₂
Objectif 5 – Calculer une masse molaire
Pour un composé chimique :
M = somme des masses atomiques des atomes.
Exemples :
CH₄ → 12 + 4×1 = 16 g/mol
H₂O → 2×1 + 16 = 18 g/mol
CO₂ → 12 + 2×16 = 44 g/mol
Objectif 6 – Les unités de concentration
a) En g/L
C = m / V
C : concentration en g/L
m : masse de soluté (g)
V : volume de solution (L)
b) En mol/L (ou M)
C = n / V et n = m / M
Conversions :
De g/L → mol/L : C(M) = C(g/L) / M(g/mol)
De mol/L → g/L : C(g/L) = C(M) × M(g/mol)
Objectif 7 – Dilution et mélanges
Quand une solution est trop concentrée, on la dilue (on ajoute de l’eau).
Formule : C₁ × V₁ = C₂ × V₂
C₁, V₁ : concentration et volume de la solution mère
C₂, V₂ : concentration et volume après dilution
Si on ajoute de l’eau :
V_eau = V₂ - V₁

Exemple (du document) :
Faire 200 mL d’une solution à 0.5 M à partir d’une solution mère à 2 M :
V₁ = (C₂ × V₂) / C₁ = (0.5 × 200) / 2 = 50 mL
Il faut 50 mL de solution mère + 150 mL d’eau.
Objectif 8 – Utiliser une équation-bilan pour des calculs de masses ou de
moles
Les coefficients indiquent les proportions en moles entre les substances.
Étapes :
1. Équilibrer la réaction.
2. Calculer les moles à partir de la masse donnée : n = m / M
3. Utiliser les coefficients pour déterminer les moles des autres substances.
4. Revenir à la masse : m = n × M
Exemple (du document) :
Réaction : 4Al + 3O₂ → 2Al₂O₃
Si on a 64 g de O₂ :
n(O₂) = 64 / 32 = 2 mol
4Al réagit avec 3O₂ → n(Al) = (4/3) × 2 = 2.67 mol
m(Al) = 2.67 × 27 = 72.1 g
n(Al₂O₃) = (2/3) × 2 = 1.33 mol
m(Al₂O₃) = 1.33 × 102 = 136 g
Objectif 9 – Types d’exercices à maîtriser
1. Calculs de moles ↔ masses (Exercices 1, 2, 4, 7, 8)
2. Équilibrage d’équations (Exercice 6)
3. Utilisation de la stœchiométrie (Exercices 7 à 11)
4. Concentrations et dilutions (Exercices 12 à 21)
Formules à retenir
Formule
Signification
n = m / M
Quantité de matière
m = n × M
Masse