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Chimie au cegep

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  • © The scientific sentence. 2010


    Chimie: La masses atomiques
    L'unité de masse atomique, masse atomique moyenne
    masse atomique relative, mole et masse molaire


    1. La masse atomique d'un élément


    La masse atomique d'un élément est la masse de cet atome. Étant donné que les électrons sont 1836 fois plus légers que les nucléons, on les neglige dans le calcul des masses.

    Ainsi, la masse d'un atome est égale à la masse de ses nucléons, c'est à dire la masse de ses protons et de ses neutrons. La masse du neutron est pratiquement égale à celle du proton.



    2. L'unité de masse atomique


    La masse d’un atome est très petite, les scientifiques ont convenu d'utiliser une unité de mesure de masse atomique. Plusieurs atomes ont été utilisés comme étalon (1H, 16O, etc.), mais depuis 1961, par convention, c’est le 12C qui sert d’étalon.

    L'unité de masse atomique est définie comme suit:

    Par convention, la masse d’un atome de 12C est exactement égale à 12 unités de masse atomique.

    masse de l'atome 12C = 12 u


    Une unité de masse atomique (notée u ou uma) correspond à 1.66 x 10-27 kg, soit environ la masse d'un proton ou d'un neutron.



    1 u = 1.66 x 10-27 kg



    3. Masse atomique relative


    La masse d'un atome de 12C étant de 12u, la masse de tous les autres atomes est établie selon cet étalon (atome de référence).

    Ainsi, la masse relative (relativemet au 12C) d'un élément (A,Z)X est:

    Masse relative d'un élément AZX = (masse de cet élément AZX/(douzième de la masse du 12C)



    4. Masse atomique moyenne


    la masse atomique moyenne d'un élément est la moyenne pondérée des masses de ses isotopes compte tenu de leurs abondances:

    Masse atomique moyenne = masse atomique de l'isotope1 x abondance + masse atomique de l'isotope 2 x abondance + ...)/100



    5. Masse atomique moyenne relative


    la masse atomique moyenne relative d'un élément est la moyenne pondérée des masses relatives de ses isotopes tenant compte de leurs abondances:

    Masse atomique relative moyenne = masse atomique relative de l'isotope1 x abondance + masse atomique relative de l'isotope 2 x abondance + ...)/100

    La masse atomique relative moyenne d’un élement chimique, telle qu’elle est donnée dans le tableau périodique, correspond à la moyenne des masses atomiques relatives des isotopes de l’élément compte tenu de leur abondance .

    Masse atomique relative moyenne = somme (des masses atomiques relatives des isotopes de l'élément x leur abondances relatives)

    Remarque:

    La masse du carbone dans le tableau périodique est de 12,011 u et non 12 u. Dans le tableau périodique, la valeur de la Masse atomique présentée est la moyenne des masses des atomes d’un échantillon naturel tenant compte de l’abondance relative des isotopes qui le composent.

    La masse atomique du 12C d'abondance 98.93 est 12 u, celle du 13C d'abondance 1.07 est 13.003 35 u. L’abondance relative du 14C est négligeable. Ainsi la masse atomique de l'élément Carbonne est :

    (98.93 x 12 + 13.003 x 1.07)/100 = 12.011 u.

    Dans le tableau périodique des éléments, la masse atomique d'un élément est égale à la masse moyenne relative des masses ponérées de ses isotopes. Cette masse est exprimée en u.



    5. L'exemple du Chlore


    Calcul de la masse atomique de chlore : Cl

    L'élément chlore (Cl) est composé de 2 isotopes:

    . le chlore 35 d'abandance relative = 75,77 % et de masse = 34,9689 u et
    . le chlore 37 d'abandance relative = 24,23 % et de masse = 36,9659 u .

    La masse atomique du chlore est donc :
    (0.7577 x 34.9689) + (0.2423 x 36.9659) = 35.453 u



    6. Le nombre de masse


    La découverte des isotopes a conduit les scientifiques à modifier la théorie atomique de Dalton selon laquelle chaque élément est constitué d’un seul type d’atomes. En effet, la plupart des éléments sont présents dans la nature sous forme de mélanges d’isotopes de masses différentes.

    Un isotope est un atome qui possède le même nombre de protons qu’un autre atome du même élément, mais qui diffère par le nombre de ses neutrons.

    Pour nommer un isotope, on dira le nom de l'élément suivi de son nombre de masse. On appelle nombre de masse d'un élément le nombre entier somme des nombres de ses protons et de ses neutrons, on le note A.

    A (nombre de masse) = Z (nombre de protons + N (nombre de neutrons).

    Afin de distinguer les isotopes les uns des autres, on utlise la notation de Berzelieus. La lettre A est en exposant à gauche et Z est indice à gauche également.

    AZX
    Notation de Berzelieus


    7. La mole et le nombre d’Avogadro


    Dans le monde microscopique, de très petites masses de matière impliquent de très grandes quantités de particules. C’est ainsi que les chimistes ont mis au point une unité de mesure de la quantité de matière selon le Système international d’unités (SI). Il s’agit de la mole.

    Une mole (symbole : mol) de particules est la quantité qui correspond à 6.023 x 1023 particules. Ce nombre est appelé nombre d’Avogadro (NA).

    Le nombre d’Avogadro correspondant au nombre d’atomes de 12C contenus dans exactement 12 grammes de 12C.

    masse de NA atomes 12C = 12 grammes




    8. La masse molaire


    La masse molaire (atomique ou moléculaire) correspond à la masse en grammes d’une mole d’atomes ou de molécules d’une espèce chimique. Elle est symbolisée par la lettre M.

    L'unité de M est le « g/mol ». La valeur numérique de la masse molaire atomique ou moléculaire est égale à la masse atomique, ou moléculaire, exprimée en unité de masse atomique.

    Par conséquent, dans le tableau périodique, la valeur indiquée représente la masse atomique en unité de masse atomique, mais aussi la masse molaire en g/mol. Cependant, ces deux paramètres n'ont pas la même signification. Le physicien utilise u, le chimiste utilise g/mol.







    9. Exercices



    1. Quelle est la masse d'un atome?

    On utilise l'atome de carbone.
    On prend 12 grammes exactement de carbone 126C pur.
    Dans 12 grammes de carbone 126C pur, il ya une mole d'atome de carbone 12C .
    Une mole de "choses" est égale à 6.023 x 1023 "choses". Donc 6.023 x 1023 atomes de carbone 12C pèsent 12 grammes; et donc 1 atome de carbone 12C pèse 12 grammes/6.023 x 1023 = 2.0 x 10- 23 gramme = 1.992 x 10- 26 kg. NA = 6.023 x 1023 est le nombre d'Avogadro.

    2. Combien pèse un proton?
    On sait que la masse d'un atome est égale à la masse de ses nucléons, c'est à dire la masse de ses protons et de ses neutrons. La masse du neutron est pratiquement égale à celle du proton. Donc, dans l'atome de carbone, les 12 nucléons pèsent 1.992 x 10- 26 kg, et par conséquent, un nucléon pèse 1.660 x 10- 27 kg; c'est l'unité de masse atomique.

    12 grammes est la masse d'une mole de carbonne 12C , 12.011 est la masse de l'élément Carbonne. La masse molaire du carbone est égale à 12.011 grammes par mole. On note M = 12.011 g/mol.

    Compte tenu de la définition de l'unité de masse atomique: masse de l'atome 12C = 12 u, et du fait que la masse d'un atome est égale à celle de ses ncléons, on en déduit que la masse d'un nucléon est égale à u.
    Ainsi, à partir de l'unité de masse atomique u , on peut connaitre la masse de chaque élément, c'est à dire sa masse atomique. La masse d'un atome est égale au nombre de ses nucléons fois l'unité de masse atomique.

    m = A u

    m: masse d'un atome, A: nombre de masse, et u est l'unité de masse atomique (uma).

    Exemple:

    L'atome de calcium possède 20 protons et 20 neutrons, donc 40 nucléons. Sa masse est donc égale à: 40 x 1.660 x 10- 27 kg = 6.64 x 10- 26 kg.
    Sa masse molaire, c'est à dire la masse d'une mole de Calcium vaut donc: 6.64 x 10- 26 x 6.023 x 1023 kg = 39.993 x 10- 3 kg ≈ 40 grammes.




    On retient:

    masse de l'atome 12C = 12 u

    masse de NA atomes 12C = 12 grammes

    La masse atomique du 12C est égale à 12 u
    La masse mlaire du 12C est égale à 12 g








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