MASSE ATOMIQUE (Ar)

La masse atomique (masse relative Ar) d’un élément est le nombre abstrait qui exprime le rapport entre la masse d’un atome de cet élément et la douzième de la masse d’un atome de Carbone-12.

Unité de masse atomique (u.m.a) = douzième de la masse d’un atome de Carbone-12.

(anciennement, l’unité de masse atomique = masse d’un atome d’hydrogène).

La masse atomique exprime donc combien de fois un atome d’un élément est plus lourd que la douzième partie de l’isotope 12 du Carbone.

Exemples :

Masses atomiques Ar de quelques éléments : H = 1; O = 16; U=238; Ca=40 …

MASSE MOLECULAIRE

On appelle masse moléculaire (masse relative Mr) d’un corps simple ou d’un corps composé, le nombre abstrait qui exprime le rapport entre la masse d’une molécule de ce corps et la masse de la douzième partie d’un atome de Carbone – 12.

UNITE DE MASSE MOLECULAIRE = UNITE DE MASSE ATOMIQUE

La masse moléculaire indique donc combien de fois une molécule donnée d’un corps (simple ou composé) est plus lourde que la douzième partie de l’atome de Carbone-12.

Calcul de la masse moléculaire : On obtient la masse moléculaire d’un corps simple ou composé, en faisant la somme des masses atomiques de tous les atomes constituant la molécule.

Exemples :

1. Mr de H₂ : 1+1 ou 1×2 = 2
2. Mr de S₈ : 32+32+32+32+32+32+32+32 ou 32×8 = 256
3. Mr de HCl : 1 + 35,5 = 36,5
4. Mr de H₂C₂O₄.2 H₂O (acide oxalique cristallisé avec 2 molécules d’eau) le point séparant H₂C₂O₄ de 2 H₂O, ne représente pas la multiplication, mais indique la fixation ou l’association de deux molécules d’eau avec une molécule d’acide oxalique. On doit donc faire la somme Mr de H₂C₂O₄ et 2 H₂O, ce qui donne [1×2 + 12×2 + 16×4] + [2(2+16)] = 90 + 36 = 126
5. Mr de (NH₄)₂SO₄.FeSO₄.6H₂O : le sel de Mohr est la surface double d’ammonium et de fer (II) hexahydraté. On doit faire la somme des Mr du sulfate d’ammonium, du sulfate de fer et des 6 molécules d’eau, ce qui donne 392.

MOLE

On appelle MOLE, la quantité de matière (ou de substance) qui renferme N particules.

N = 6,02.1023

On entend par particules, les atomes, les molécules, les ions, les électrons, etc,…

– 1 mole d’atomes : C’est la quantité de matière qui renferme 6,02.1023 atomes de la substance considérée.

Exemples : 1 mole d’atomes d’hydrogène (H) contient 6,02.10²³ atomes d’hydrogène; 1 mole d’atomes de soufre (S) contient 6,02.10²³ atomes de soufre; 1 mole d’atomes d’oxygène (O) contient 6,02.10²³ atomes d’oxygène.

– 1 mole de molécule : C’est la quantité de matière qui renferme 6,02.1023 molécules de la substance considérée.

Exemples : 1 mole de dihydrogène (H₂) contient 6,02.10²³ molécules de dihydrogène; 1 mole d’octasoufre (S₈) contient 6,02.10²³ molécules d’octasoufre; 1 mole de sulfate d’hydrogène (H₂SO₄) contient 6,02.10²³ molécules de sulfate d’hydrogène.

– 1 mole d’électrons : C’est la quantité d’électrons qui contient 6,02.10²³ électrons.

– 1 mole d’ions : C’est la quantité d’ions qui contient 6,02.10²³ ions H⁺.

6,02.1023 = NOMBRE D’AVOGADRO (N)

MASSE MOLAIRE (Mm)

On appelle masse molaire Mm d’une substance, la masse d’1 mole de cette substance, ou la masse de N particules (Nombre d’Avogadro) de cette substance.

Numériquement exprimée en gramme(s), la masse molaire correspond à la masse moléculaire (molécule) ou la masse atomique (atome).

Exemples

1. 1 mole d’atomes de H contient 6,02.10²³ atomes d’hydrogènes; 6,02.10²³ atomes d’hydrogène pèsent 1g; La masse molaire Mm de H = 1g / mole.

(… Chers lecteurs, revenez dans quelques heures pour la suite de cet article)