MASSES ATOMIQUE et MOLéCULAIRE

masses atomique et moléculaire

MASSE ATOMIQUE

C'est la masse unitaire d'un corps, comparée à la (quantité de matière unitaire) qu'elle comporte

Dimension de la masse atomique  M.N-1      Symbole m'a      

Unité S.I.+ kg/mol et unité d'usage : le gramme par mole (g/mol) 1000 fois plus petite que le kg/mol

-définition

m’a = u.A.n / q

ce qui signifie que m’a(kg/mol, masse atomique d’un corps) = u(= masse moyenne d’1 nucléon de l'atome et de son cortège, soit 1,660.10-27 kg) multiplié par le nombre (A) de nucléons que comporte l'atome, multiplié par le nombre

(n = 6,02214.1023) de nucléons-particules inclus dans la masse de 1 kg du corps et divisé par l'unité de quantité de matière (1 mol)

ou encore, comme (n / q) = NA(constante d’Avogadro) >> m’a = u.A.NA

Nota 1: une masse atomique m'a implique le nombre de masse A et non pas le numéro atomique Z d’un corps (qui est le nombre des seuls protons)

Pour les corps simples de faible nombre atomique (jusqu'à 9), il y a autant de neutrons que de protons dans chaque noyau et alors la masse atomique est proportionnelle à 2Z (car, pour ces corps-là, 2Z = A) mais ce ne sont là que quelques cas très particuliers

Nota 2: par habitude, les notions ci-dessus sont exprimées en grammes.

D’où (comme l'expression u.NA vaut 10-3 kg/mol) :

on peut écrire m’a = 10-3A (kg/mol) = A (g/mol)

-atome-gramme

C'est le nom donné à la masse atomique quand l'unité est le gramme par mole (unité d'usage pratique) au lieu du kilogramme par mole (unité S.I.+)

Comme vu ci-dessus, la masse atomique devient, avec cette unité, m' = A

(c'est devenu ainsi une valeur sans "grosses puissances de dix", donc plus facile à manipuler).

Les valeurs d'atomes-grammes couvrent donc une plage allant de 1 à # 300 grammes/mol pour tous les corps simples connus

-valeurs réelles des masses atomiques

Il y a de légères différences entre les mesures précises et les valeurs rondes qui sont usuellement attribuées aux atomes-grammes

Par exemple, (m'a) = 1,008 g/mol (pour l'hydrogène, au lieu de 1) en passant par 47,89 g/mol (pour le titane, au lieu de 48) ou 238,03 g/mol (pour l'uranium au lieu de 238), etc

Les causes de ces différences entre les valeurs arrondies et la réalité, sont dues au ci-après défaut de masse pour les nucléons (venant souvent apporter un correctif de quelques millièmes sur la masse atomique) et aussi au fait que les corps bruts naturels, sont très souvent un mélange d’isotopes

nota : le défaut de masse est la masse dépensée sous forme d’énergie, pour réaliser la liaison entre les divers composants de l'atome. Cela représente un "défaut", c'est à dire une insuffisance dans le bilan massique apparent. Son calcul est issu de :

mn.(A- n) = ΔE / c²   avec mn (kg)= masse d’un nucléon à l’état libre (la masse des trop petits électrons étant négligée)---  A = nombre de masse du corps (nombre de protons + neutrons)---n(nombre)= nucléons liés dans le noyau---ΔE(J)= perte d’énergie due à la liaison des particules du noyau---c(m/s)= constante d'Einstein (2,99792458 .108 m/s)

 

MASSE MOLÉCULAIRE

Une molécule comporte un certain nombre d’atomes, donc la masse moléculaire (mm) a la même définition que la masse atomique, mais généralisée à un ensemble d’atomes (composant une molécule) Synonyme = masse molaire

 

C'est la masse unitaire d'un corps, comparée à la (quantité de matière unitaire) qu'elle comporte

 

Dimension de la masse atomique  M.N-1      Symbole m'm      

 

Unité S.I.+ kg/mol et unité d'usage : le gramme par mole (g/mol) 1000 fois plus petite que le kg/mol

 

-définition de la masse molaire

 

mm = nf .A.u.NA

 

où mm (kg/mol) = masse molaire d'un corps

 

nf est l’atomicité (nombre, égal à 2, 3....n, si les molécules sont bi, tri...polyatomiques)

 

u(kg)= masse moyenne d’1 nucléon avec son cortège (1,660.10-27 kg)

 

NA = constante d’Avogadro (6,022.1023 part/mol)

 

est la somme des nombre de masse (donc de nucléons) des composants de la molécule

 

-molécule-gramme

 

C'est le nom donné à la masse molaire quand l'unité est le gramme par mole (unité d'usage pratique qui est 1000 fois plus faible que le kilogramme par mole, unité S.I.+)

 

m'm = nf .A(g/mol)

 

où m'm (g/mol) est la molécule-gramme, nl'atomicité et A la somme des nombres de masse de la molécule

 

-pour les corps composés, la masse molaire est la somme des (m’m)i composantes

 

Par exemple:

 

m’m de NH3 = m’m de N(soit 14) + 3 m’m de H(soit 3x1) =17 g/mol

 

Pour les mélanges de corps, la masse molaire est la moyenne des composants

 

Par exemple: m’m de l’air = 78% de N²(soit 21,84) + 21% de O²(soit 6,72) + 1% de gaz rares(soit 0,40) = 28,96 g/mol

 

-relations entre la masse molaire et des grandeurs voisines

 

Relation avec la masse atomique ma

 

pour les corps simples m’m= m’a x nf    nf est l’atomicité (nombre d’atomes par molécule)

 

pour les corps composés: m’m est la somme des masses atomiques des atomes composants

Relation avec le volume moléculaire

m’m = Vm.ρ'

 

avec Vm(m3/mol)= volume moléculaire d’un corps

 

m’m(kg/mol)= masse moléculaire du corps

 

ρ'(kg/m3)= masse volumique du corps

 

Pour un gaz (c'est la relation d'Avogadro-Ampère) >> m’m= ρ'a.Vm / d   où m’m(kg/mol)= masse moléculaire du gaz, d est la densité du gaz par rapport à l’air, ρ'a(kg/ l) la masse volumique de l’air

 

et Vm(m3/mol)= volume moléculaire du gaz

 

En valeur numérique, on a pratiquement m’m# 29d

 

Nota : 1 mm3 d’air contient 2,7.1016 molécules (donc 1m3 en contient 2,7.1025)

 

 

-valeurs de quelques masses molaires exprimées en grammes / mole et arrondies

 

Gaz >> hydrogène(2)--ammoniac(17)--vapeur d'eau(18)--acétylène(26)--azote(28)--air(29)--oxygène(32)-- O²(44)--propane(44)-- chlore(71)

 

Liquides >> eau(16)—H²SO4(98)--mercure(200)

 

Solides >>de 7(lithium) à 238(U) pour les corps simples et jusqu’à 350 pour les corps composés

 

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