I.      MASSE D’UN ATOME

Une unité est plus adaptée à la masse d’un atome que le kg, c’est l’unité de masse atomique u.

1)    Unité de masse atomique

Nucléide de référence : ¹²₆C.

Par convention, on lui attribue la masse 12u.

1u=(1/12) * masse d’un atome du nucléide ¹²₆C.

1u=1.6605402.10^-27kg.

On en déduit :  m_p=1.0072765u

                         m_n=1.0086650u

                         m_e=5.4858.10^-4u

2)    Le défaut de masse de l’atome

On peut calculer la masse d’un atome en ajoutant la masse de ses Z protons, de ses Z électrons et de ses N neutrons.

M_calc=Zm_p+Nm_n+Zm_e les derniers étant négligeables.

Or la valeur expérimentale mesurée est inférieure à celle calculée, il existe donc un défaut de masse : Dm=m_calc-m_exp

3)    Énergie de cohésion des noyaux

Pour que les atomes puissent exister, il faut que les noyaux soient stables, or les protons etant de meme charge se repoussent. Ils sont maintenus a proximité l’un de l’autre par une énergie de cohésion qui est liée au défaut de masse.

Théorie d‘Einstein : DE=Dm*c²     "c" est la célérité de la lumière dans le vide=299792458m/s

On peut donc définir une Énergie de cohésion par nucléide : E/N= DE/A

Unité : eV      Remarque : 1eV=1.6.10^-19J

      MASSES ATOMIQUES RELATIVES

1)    D’un nucléide

Ar est la masse expérimentale d’un atome du nucléide considéré exprimée en unité de masse atomique.

2)    D’un élément naturel

Un élément peut être constitué de plusieurs nucléides. La masse atomique relative d’un élément naturel est égale à la moyenne pondérée des masses atomiques relatives de chacun des nucléides isotopes naturels constitutifs de cet élément. La pondération découle des abondances isotopiques.

Pour un nucléide i constitutif de masse relative Ar_i et d’abondance isotopique x_i l’élément naturel aura :

Ar= Sx_iAr_i

Ex du Clore naturel :

Il a deux isotopes : ³⁵₁₇Cl   Ar1=34.96885u et x1=75.77%

                               ³⁷₁₇Cl   Ar2=36.96590u et x2=24.23%

Alors, Ar=(0.7577*34.96885+0.2423*36.96590)=35.45274u

    3) unité de quantité de matière

La mole : quantité de matière d’un système qui contient autant d’entités élémentaires qu’il y a d’atomes du nucléide ¹²₆C dans 12g de celui-ci.

Constante d’avogadro : Na=6.022.10²³mol^-1

IV.    MASSES MOLAIRES ATOMIQUES

1)    Définition

M=masse d’une mole d’atomes d’un nucléide ou d’un élément chimique naturel.

Unité du système international : kg/mol

Unité usuelle : g/mol

2)    Retour sur l’unité de masse atomique

Si l’on prend une mole d’atome du nucléide ¹²₆C, on a alors Na atomes ! et par convention : 12g

1 atome de ¹²₆C a pour masse 12u

donc Na/1=12g/12u

soit u=1.66.10^-27kg  comme dit précédemment.

3)    Correspondance entre Ar et M pour un élément

Prenons 1 mole d’un élément donné qui a M en g/mol

1 atome de l’élément a donc Ar en u

Donc la valeur numérique qui exprime M en g/mol est la meme que celle qui exprime Ar en u.

Ex du chlore naturel : Ar=35.4527u et M=35.4527g/mol

   V.      DÉTERMINATION DES MASSES MOLAIRES

1)    Spectrographie de masse

Étude d’atomes : donne un rapport m/z de chaque cation existant isotopique, on determine donc m, puis les abondances isotopiques et donc M

Étude de molécules : ionisation et fragmentation de la molécule qui va se casser suite au bombardement. L’étude du produit obtenu après fracture donnera les renseignements pour déterminer M.

2)    Densité de vapeur pour les corps volatiles liquides ou pour les gaz

Densité=(masse d’un certain volume V d’un corps étudié)/(masse du m volume V du corps de référence)

Solide ou liquide : corps de référence= eau à 4°C sous 1 bar

Gaz : corps de référence : l’air dans les même conditions.

Solide et liquide : Volume unitaire=V=1m³

Masse du volume unitaire du corps=r

On en déduit l’expression de la densité : d=r du corps/ r eau

Gaz : V=Volume molaire pour le gaz considéré comme parfait dans les cntp (0°C, 1atm)

Vm=22.418L/mol

Masse de V=Vm=M

Masse de Vair=expérimentalement=29g

D’ou d=M/29 avec M en g/mol

3)    Ébulliométrie et cryométrie

Traité en chimie organique