Imaginons que tu travailles dans une confiserie et qu'un client te demande différentes quantités de bonbons \( (100, 250, 1000...) \) , alors tu comptes chaque commande. C'est une façon très longue et fastidieuse de faire des affaires ! Au lieu de cela, tu utilises la masse moyenne des bonbons.…
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Jetzt kostenlos anmeldenImaginons que tu travailles dans une confiserie et qu'un client te demande différentes quantités de bonbons \( (100, 250, 1000...) \) , alors tu comptes chaque commande. C'est une façon très longue et fastidieuse de faire des affaires ! Au lieu de cela, tu utilises la masse moyenne des bonbons. Si tu connais la masse, tu peux la multiplier par la quantité souhaitée et ajouter les bonbons à une balance jusqu'à ce que tu atteignes ce poids.
Nous traitons les atomes de la même manière ! Pour commenter le nombre d'atomes dans un échantillon, nous pouvons relier la masse de l'échantillon au nombre d'atomes. Cependant, nous devons d'abord connaître la masse moyenne de chaque Atome.
Dans ce résumé de cours, nous allons commenter comment les chimistes mesurent et regroupent les masses des atomes et des molécules.
Comment les chimistes peuvent-ils mesurer les choses lorsque tout est constitué d'atomes différents et, pour compliquer les choses, d'Isotopes différents de ces atomes ? Avec des moles, bien sûr !
Si nous disons que nous avons une mole d'atomes d'hydrogène, nous savons que nous avons précisément \( 6,02214076 \times 10^{23} \) atomes d'hydrogène. Si nous disons que nous avons deux moles de molécules d'oxygène, nous savons que nous avons \( 2 \times 6,02214076 \times 10^{23} = 1,20442815 \times 10^{24} \) molécules d'oxygène.
Et si nous disons que nous avons \( 9.853 \) moles de molécules de méthane, nous savons que nous avons \( 9,853 \times 6,02214076 \times 10^{23} = 5,93361529 \times 10^{24} \) molécules de méthane.
Considère une mole comme une quantité comme une autre. Tout comme une paire signifie deux, ou une demi-douzaine signifie six, une mole signifie \( 6,02214076 \times 10^{23} \) .
Une mole est une unité de mesure utilisée pour désigner le nombre de particules, d'atomes et de composés. Elle correspond à \( 6,022 \times 10^{23} \) unités d'une substance, qui est le nombre d'Avogadro (d'après le chimiste italien Amedeo Avogadro).
Les atomes sont incroyablement petits, si bien que si tu essayais de compter le nombre d'atomes dans une goutte d'eau, tu en aurais pour un bon moment. Les moles sont utilisées pour compter les atomes/molécules en "paquets", comment nous comptons les œufs par douzaine.
Lorsque nous mesurons des objets en vrac en grammes, nous nous référons à la masse molaire.
La masse molaire est la masse d'une substance (en grammes) divisée par la quantité de cette substance (en moles). La masse molaire est la moyenne des poids, qui varient généralement en raison des Isotopes.
La formule est la suivante : \( M = m \div n \) où \( m \) est la masse et \( n \) le nombre de moles.
Les isotopes sont des éléments ayant le même nombre de protons, mais un nombre différent de neutrons.
Le carbone-14 présente \( 6 \) protons et \( 8 \) neutrons, tandis que le carbone-12 présente \( 6 \) protons et \( 6 \) neutrons).
La masse molaire est un "terme générique" qui peut se référer soit au poids atomique, soit au poids moléculaire (dont nous parlerons plus loin).
Le poids atomique d'un élément est une moyenne du poids de ses isotopes en fonction de leur abondance relative (ex : si le chlore-37 représente \( 24,33 \% \) de tous les atomes de chlore, alors il représente ce pourcentage du poids atomique).
Le poids atomique est la masse indiquée en \( uma \) (unités de masse atomique) sous un élément dans le Tableau périodique. Il est courant d'y faire référence en tant que masse atomique, même s'il s'agit de quelque chose de légèrement différent (ce qui prête à confusion, nous connaissons).
À titre d'exemple, voici à quoi ressemble le lithium dans le Tableau périodique.
Le numéro atomique (nombre de protons) est indiqué en haut, le symbole de l'élément au centre et le poids atomique en bas. Comment ce numéro a-t-il été déterminé ? Le poids atomique est déterminé en prenant l'abondance et la masse connues de chaque isotope et en calculant la moyenne.
Pour le lithium, il existe deux isotopes : Lithium-6 \( (7,59 \% ) \) et Lithium-7 \( ( 92,41 \% ) \) . Nous pouvons donc calculer la masse atomique :
$$ (7.59\%*6.015\,uma)+(92.41\%*7.016\,uma)=6.94\,amu $$
La masse atomique est la masse d'un seul Atome/isotope. Elle est calculée en additionnant le nombre de protons et de neutrons (les électrons sont considérés comme trop légers et sont négligeables).
Lorsque nous avons calculé la masse atomique, nous avons utilisé les masses atomiques de chaque isotope.
Lorsque nous parlons de lithium-6, nous parlons de l'isotope spécifique dont la masse atomique est de \( 6,015 uma \) . En revanche, lorsque nous parlons du lithium dans son ensemble (moyenne pondérée des deux isotopes connus), nous nous référons à sa masse atomique de \( 6,94 uma \) .
Tu te rappelles peut-être que des sources font référence au poids atomique comme à la masse atomique, mais garde à l'esprit la différence pour ne pas te tromper !
En utilisant les masses atomiques, nous pouvons calculer la masse moléculaire.
La masse moléculaire est la somme des masses atomiques des éléments présents dans la Molécule.
La masse moléculaire est différente de la masse molaire.
La masse moléculaire est la somme des masses atomiques des éléments présents dans la Molécule.
Comme nous l'avons mentionné précédemment, la masse atomique et le poids atomique sont souvent utilisés de manière interchangeable, de sorte que la masse molaire, la masse moléculaire et le poids moléculaire sont également souvent utilisés de manière interchangeable. Le contexte et les questions doivent donc être clairs lorsque l'on discute de ces termes ! Faites toujours attention lorsque tu lis les manuels et les problèmes pour observer si, lorsque la "masse moléculaire" est mentionnée, on parle en fait de "masse moléculaire" ou si l'on parle plutôt de "poids moléculaire".
Le poids moléculaire de l'eau peut être calculé en additionnant les masses atomiques des éléments qu'elle contient. L'eau est composée de \( 2 \) hydrogènes et d'un oxygène, la masse atomique de l'hydrogène est de \( 1,01 g/mol \) et la masse atomique de l'oxygène est de 16,00 g/mol. La masse moléculaire serait alors de :
$$ (2*1.01\frac{g}{mol})+16.00\frac{g}{mol}=18.02\frac{g}{mol} $$
Il est important de se rappeler que les masses atomiques utilisées dans les calculs ci-dessus sont des moyennes pour leur élément respectif. La valeur que nous avons calculée représente donc une masse moléculaire moyenne pour une molécule d'eau donnée. Il existe \( 2 \) isotopes stables pour l'hydrogène et \( 3 \) pour l'oxygène, ce qui fait que la masse moléculaire exacte d'une molécule d'eau peut varier considérablement !
Plusieurs facteurs influencent le point d'ébullition d'une substance, l'un d'entre eux étant la masse molaire. En général, plus la masse molaire est importante, plus le point d'ébullition est élevé.
Le point d'ébullition dépend également de la masse atomique. Comme les isotopes présentent des masses différentes, ils présenteront également des points d'ébullition différents. Comme pour la tendance générale, plus la masse atomique est élevée, plus le point d'ébullition est élevé.
Les molécules suivent la même tendance générale, mais ce n'est pas parce qu'une molécule est plus lourde qu'elle présente nécessairement un point d'ébullition plus élevé.
Par exemple, le point d'ébullition de l'éthanol \( CH_3CH_2OH \) , \( \text {masse molaire = 46,07 g/mol} \) est de \( 78,4 °C \) , alors que l'eau \( \text {(masse molaire = 18,02 g/mol) } \) présente un point d'ébullition de \( 100 °C \) . Cela est dû aux forces intermoléculaires, qui sont les forces qui existent entre les molécules. Plus ces forces sont fortes, plus il est difficile pour les molécules de "s'éloigner" les unes des autres et d'entrer dans la phase gazeuse.
Une mole est une unité utilisée pour désigner le nombre de particules, d'atomes et de composés.
La valeur d'une mole est 6,022x 1023 unités d'une substance, qui est le nombre d'Avogadro (d'après le chimiste italien Amedeo Avogadro).
Une mole d'eau est composée de 6,022x1023 de molécules d'eau avec une masse molaire égale à 18,0 g. mol-1.
Pour calculer une quantité en moles, il faut appliquer la relation n=m/M.
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Commence à apprendreOutre les \( g/mol \), quelles sont les unités dans lesquelles les masses molaires/masses atomiques sont normalement exprimées ?
\( uma \)
Quelle est la masse molaire de l'acide acétique ? La formule est \( C_2H_5OH \), souvent abrégée en \( AcOH \).
L'acide acétique pèse \( 46,0 g/mol \).
La porphyrine est une structure très importante dans la nature. Elle est présente dans presque toutes les formes de vie d'une manière ou d'une autre. La structure de base présente la formule suivante :
$$ C_{20}H_{14}N_4 $$
Quelle est sa masse molaire ?
La masse molaire peut être calculée comme suit :
$$ 20* 12,0 + 14*1,0 + 4*14,0 = M(Porphyrine) = 310 g/mol $$
Calcule la masse molaire du glucose :
Structure : \( C_6H_{12}O_6 \)
Calculer la masse molaire du glucose :
Structure : \( C_{6}H_{12}O_{6} \)
La masse molaire peut être calculée comme suit :
$$ M(Glucose) = 6* 12,0 + 6*16,0+12*1,0 = 180,0 g/mol $$l
Quel est le poids d'un diamant composé de \( 3,01 \times 10^{23} \) atomes de carbone ?
Un diamant est uniquement constitué de carbone.
En convertissant \( 3,01*10^{23} \) en moles (en divisant par le nombre d'Avogadro \( 6,02*10^{23} \)), on obtient \( 0,5 mol \).
$$ n(diamant) = (3,01*10^{23})/(6,02*10^{23}) = 0,5 mol $$
$$m(diamant) = n(diamant) * M(diamant) =n(diamant) *M(C) = 0,5* 12,0 = 6 g $$
Combien de moles y a-t-il dans \( 23 g \) du métal \( Na \) ?
$$ M(Na) = 23,0 g/mol $$
$$ 23,0g/23,0g/mol = 1 mol = n(Na) $$
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