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 contient

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 de la masse atomique

m’a = u.A.n / q

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

(n = 6,02214.1023) de nucléons-particules inclus dans une masse de 1 kg du corps et enfin

divisée par l'unité de quantité de matière (1 mole)

On peut aussi écrire, comme (n / q) = NA(constante d’Avogadro) >> m’a = u.A.NA

Nota 1: une masse atomique m'implique le nombre de masse A et non pas le numéro atomique d’un corps (Z 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 2(car, pour ces corps-là, 2A) mais ce ne sont là que quelques cas très particuliers

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

Alors, 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

(l'atome-gramme présente ainsi une valeur sans "grosses puissances de dix", donc plus facile à manipuler).

Les valeurs des 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 (vraies) 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)

ou bien 47,89 g/mol  pour le titane (au lieu de 48)

ou encore 238,03 g/mol  pour l'uranium (au lieu de 238), etc

Les causes de ces (faibles) différences entre les valeurs arrondies et la réalité, sont dues au ci-après défaut de masse pour les nucléons 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.(An) = ΔE / c²   avec m(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 .10m/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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